fascicule-chimie-ts-2018

RÉPUBLIQUE DU SÉNÉGAL
UN PEUPLE – UN BUT – UNE FOI
‫٭٭٭٭٭٭٭٭٭٭٭٭‬
MINISTERE DE L’EDUCATION NATIONALE
INSPECTION D’ACADEMIE DE DAKAR
Lycée Parcelle Assainie U13
M.Diagne professeur d’enseignement secondaire de Sciences Physiques
FICHES DE TRAVAUX DIRIGES ET
D’EVALUATIONS CHIMIE
TERMINALE S
CHIMIE TS1&2
Année Académique 2017 – 2018
Fascicule d’exercices TS
proposé par M.Diagne prof de SP email : [email protected]
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Quelques conseils
Pour réussir ou simplement améliorer vos résultats en sciences physiques.
La physique et la chimie sont des matières difficiles qu'il est indispensable
de travailler régulièrement pour acquérir les techniques de calcul nécessaires et
obtenir un bon niveau.
Voici une méthode qui a fait ces preuves. Les élèves qui l'appliquent arrivent à des
résultats spectaculaires allant jusqu'à obtenir une note de l'ordre de 18/20 (ou plus) au
baccalauréat
Matériel nécessaire
 Votre cours pris en classe (car rien ne remplacera les explications de votre professeur).
 Du papier, un crayon, une gomme (indispensable).
 Une calculatrice scientifique.
 Votre livre.
 Web.
 Les annales du bac si vous êtes en TS.
Méthode de travail
Pour être efficace, il est indispensable de respecter l'ordre ci-dessous (ne pas sauter les
étapes).
1. Apprendre votre cours. Il est souhaitable de faire une fiche de résumé écrite de votre
main (de façon à mémoriser) pour chaque chapitre. Vous pouvez utiliser le cours pris en
classe et votre livre.
2. Faire des exercices simples pour intégrer les techniques de calcul. Par exemple
reprendre les exercices d’applications du cours.
Attention : une lecture superficielle n'apporte rien. Il faut travailler avec du
papier et un crayon. Dans un premier temps, mettez la correction de côté ; regardezla (éventuellement) uniquement après avoir cherché un certain temps. C'est en vous
heurtant aux difficultés que vous progresserez (un peu comme l'entrainement
d'un sportif).
3. Vous pouvez maintenant vous attaquer à des exercices plus difficiles (faites en le plus
possible en appliquant la même méthode que précédemment). Par exemple les
derniers exercices de chaque chapitre (supposé plus difficile), les annales du bac si vous
êtes en TS ou toute autre source disponible.
Renouvelez ce travail pour chaque chapitre.
Je vous souhaite beaucoup de plaisir et de réussite dans l'étude de cette matière
passionnante.
Retrouver tous mes travaux séries d’exercices et cours sur
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M.Mouhammed Diagne professeur d’enseignement secondaire au Lycée de
Kounoune et au Complexe Islamique Daroul Imane
Email : [email protected]
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C1:ALCOOLS
Exercice 1
1) On dispose de trois alcools A1 ; A2 et A3 de formules semi développées respectives :
Donner le nom et la classe de chaque alcool.
2) On a réalisé l’oxydation ménagée de l’un des alcools précédents par une solution acidulée de
permanganate de potassium (𝐾 + + 𝑀𝑛𝑂4− ), le produit formé a donné un précipité jaune avec la
D.N.P.H et n’a pas réagi avec le réactif de Schiff.
a) Préciser, en le justifiant, l’alcool utilisé.
b) Décrire la réaction et écrire l’équation (ou les équations) de la réaction (ou des réactions) qui
s’est (ou qui ont été) produite(s). Donner le nom et la famille du (ou des) produit(s) formé(s).
3) La déshydratation intramoléculaire de l’alcool A3 a donné un composé (C).
a) Ecrire l’équation de cette réaction en précisant ses conditions expérimentales.
b) Donner le nom et la famille de (C)
Exercice 2
La combustion complète de 7.4g d’un alcool (A) donne 17.6g de dioxyde de carbone.
1) Ecrire l’équation de combustion complète d’un (A).Donner sa signification macroscopique.
2) Déterminer la formule brute de (A).
3) Donner la formule semi-développée, le nom et la classe de tous les alcools isomères
correspondant à cette formule brute.
4) L’oxydation ménagée de (A) donne un composé (B) qui réagit avec le D.N.P.H et ne réagit pas
avec le réactif de Schiff.
a) Identifier l’alcool (A), en justifiant la réponse.
b) Donner la formule semi-développée de (B) et son nom.
5) On fait réagir le composé (A) avec 3.65 g de chlorure d’hydrogène gaz.
a) Ecrire l’équation de la réaction qui se produit.
b) Calculer la masse d’alcool consommée et la masse du produit récupéré par cette réaction.
Exercice 3
1/ On considère un alcool (A) de masse molaire M= 60 g.mol-1. Déterminer sa formule brute. Donner
ses isomères et le nom de chacun.
2/ On réalise l’oxydation ménagée de l’isomère alcool primaire de (A) par le dioxygène de l’air et
l’oxydation ménagée de l’alcool secondaire par une solution de dichromate de potassium (2𝐾 + +
𝐶𝑟2 𝑂72− ) en milieu acide.
a) Faire le schéma de chaque expérience.
b) Comment peut-on identifier expérimentalement les produits obtenus dans chaque expérience.
c) Ecrire les équations des réactions se produisant dans chaque expérience. Donner les noms des
produits obtenus.
3) Sachant qu’on a réalisé l’oxydation ménagée de 6g de l’alcool secondaire, calculer la masse du
produit obtenu.
Exercice 4
1) un alcène a pour formule brute 𝐶4 𝐻8. Ecrire les formules semi-développées des isomères possibles.
2) On dispose un de ces isomères afin de l’identifier, on réalise son hydratation. Donner la formule
du (ou des) alcool(s) susceptible(s) d’être obtenu(s) à partir de chaque isomère. Préciser la classe
de chacun de ces alcools.
3) L’expérience montre que l’on obtient deux alcools A et B de classes différentes ; que peut-on
déduire de ce renseignement ?
4) Bien que A soit en quantité nettement inférieur à celle de B, une méthode physique appropriée
permet de les séparer. On réalise l’oxydation ménagée de A et B avec une faible quantité d’un
oxydant approprié ; seul A s’oxyde et donne un nouveau composé A’ qui donne un test positif à la
DNPH et au réactif de Schiff.
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A l’aide de ces renseignements, identifier l’isomère de l’alcène dont il est question.
Donner la formule semi-développée et le nom de A’.
Exercice 5
Afin d’identifier un alcool, on réalise une série de tests expérimentaux.
1) L’alcool est déshydraté, on obtient un alcène gazeux. La combustion complète de 10 𝑚𝐿 de
l’alcène, réalisée en présence de dioxygène dans un eudiomètre produit 30 𝑚𝐿 de dioxyde de carbone,
les volumes étant mesurés dans les mêmes conditions de températures et de pression.
Quelle est la formule brute de l’alcool ? Son identification est-elle réalisée ? Justifier la réponse.
2) L’alcool subit maintenant une oxydation ménagée par le dichromate de potassium en milieu acide.
Le produit principal de l’oxydation réagit avec la DNPH d’une part, et avec la liqueur de Fehling
d’autre part.
a) Quelle est celle des deux réactions qui permet de préciser la classe de l’alcool ?
b) Donner le nom de l’alcool.
c) Ecrire l’équation-bilan de la réaction d’oxydation de cet alcool par les ions dichromates.
Exercice 6
Un alcool A, à chaine saturée, a pour masse molaire 𝑀 = 74 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 .
1) Déterminer sa formule brute.
2) L’un de ces isomères (𝐴1 ) subissant une oxydation ménagée par une solution aqueuse de
dichromate de potassium, en milieu acide, donne un corps B qui réagit avec la 2,4 − 𝐷𝑁𝑃𝐻 mais sans
action sur le réactif de Schiff.
a) Identifier l’alcool 𝐴1 en précisant son nom et sa classe.
b) Quelles sont la fonction chimique et la formule semi-développée du corps B ?
c) Ecrire l’équation-bilan de la réaction d’oxydation ménagée de 𝐴1 .
3) Dans un tube placé à une température constante, et en présence de traces d’acide sulfurique, on
introduit 5 millimoles d’acide éthanoïque (acide acétique) et 5 millimoles de l’alcool 𝐴1 .
a) Ecrire l’équation-bilan de la réaction qui se déroule dans le tube. Quelles sont ses
caractéristiques ?
b) On entend suffisamment longtemps pour considérer que la réaction n’évolue plus et on dose
l’acide restant par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration massique 4 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 .
L’équivalence est atteinte après qu’on ait versé 20 𝑚𝐿 de solution basique. Calculer le pourcentage
d’acide éthanoïque estérifié.
Exercice 7
On dispose de 2 alcools isomères de formule 𝐶4 𝐻10 𝑂. La chaîne carbonée de ces deux alcools est
linéaire. On réalise l’oxydation ménagé de ces deux alcools par une solution de permanganate de
potassium en milieu acide
1) Quel est le groupe fonctionnel alcool ?
2) Ecrire et nommer les deux alcools linéaires qui répondent à cette formule brute. Préciser la classe
de chacun d’eux.
3) L’un des alcools A1 conduit à un corps organique B1. L’autre alcool noté A2 conduit à un corps
organique B2. B1 et B2 réagissent positivement à la DNPH.
Quel est le groupe mis en évidence dans ce test ?
Cette expérience suffit-elle pour déterminer les formules de B1 et B2 ? Justifier.
4) Les composés B1 et B2 sont soumis au réactif de Fehling ; seul le composé B2 donne un précipité
rouge brique ave ce test. En déduire la famille de B1 et B2.
5) Quel est la classe des alcools A1 et A2 ?
6) Donner le nom et la formule semi-développée de A1, A2, B1 et B2.
7) Ecrire l’équation d’oxydoréduction de l’alcool A1 par l’ion permanganate en milieu acide. On
précisera où est l’oxydation et où est la réduction.
8) Même question pour l’alcool A2.
9) L’alcool primaire conduit aussi à la formation d’un autre corps noté C lors de l’oxydation ménagée.
Donner le nom et la formule semi-développée de C.
Données :
𝑀𝑛𝑂4− + 8𝐻 + + 5𝑒 − ⟶ 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2 𝑂
𝑅 − 𝐶𝐻𝑂 + 2𝐻 + + 2𝑒 − ⟶ 𝑅 − 𝐶𝐻2 𝑂𝐻
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𝑅 − 𝐶𝑂 − 𝑅 ′ + 2𝐻 + + 2𝑒 − ⟶ 𝑅 − 𝐶𝐻𝑂𝐻 − 𝑅′
Exercice 8 : Synthèse de la butanone à partir du butan-2-ol
On désire réaliser la synthèse de la butanone par oxydation du butan-2-ol par de l'eau de javel en
milieu acide ?
+
−
L’eau de javel est un mélange équimolaire d’hypochlorite de sodium(𝑁𝑎𝑎𝑞
+ 𝐶𝑙𝑂𝑎𝑞
) (l’ion
−
hypochlorite 𝐶𝑙𝑂 est la base conjuguée de l’acide hypochloreux 𝐶𝑙𝑂𝐻) et de chlorure de sodium,
𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙 − . La concentration molaire en ions hypochlorite 𝐶𝑙𝑂 − d’une eau de javel à 48 °𝑐ℎ𝑙 vaut
𝐶 = 2,14 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
En milieu acide, l’espèce qui oxyde le butan-2-ol est l’acide hypochloreux 𝐶𝑙𝑂𝐻.
Les couples oxydoréducteurs intervenant au cours de cette transformation sont :
 𝐶𝑙𝑂𝐻/𝐶𝑙 −
 butanone/butan-2-ol
1) Ecrire les formules semi-développées du butan-2-ol et de la butanone. En déduire les formules
brutes et les masses molaires de ces molécules.
2) Comment peut-on mettre en évidence la butanone ?
3) Ecrire l’équation de la réaction qui est associée à la transformation à réaliser.
4) On donne ci-dessous le schéma du montage expérimental.
Un tube droit servant de réfrigérant à
air est fixé à l’un des cols du ballon et
permet d’éviter la dispersion dans
l’atmosphère des vapeurs nocives
d’acide et de dichlore. Une ampoule
de coulée est adaptée à l’autre col du
ballon et permet de verser lentement
l’eau de javel dans le mélange butan2-ol et acide.
Expliquer pourquoi il faut ajouter tout doucement l’eau de javel dans le mélange butan-2-ol,
acide et refroidir le mélange réactionnel ?
5) La synthèse d’une masse m = 4,6 g de butanone a nécessité :
 7,4 g de butan-2-ol,
 quelques mL d’acide sulfurique concentré,
 50 mL d’eau de javel à 48°chloré.
a) Montrer que le butan-2-ol est le réactif très légèrement limitant de cette synthèse.
b) En déduire la masse maximale 𝑚𝑡ℎ de butanone que l’on pourrait théoriquement obtenir.
c) Déterminer le rendement r de cette synthèse.
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C2 : AMINES
−1
𝑂𝑛 𝑑𝑜𝑛𝑛𝑒 ∶ 𝑀 (𝐶) = 12 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 ; 𝑀(𝐻) = 1 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 ; 𝑀 (𝑁) = 14 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1
Exercice 1 : Nomenclature
Nommer les composés suivants :
Exercice 2 : Nomenclature
Écrire les formules semi-développées des composés suivants :
𝑎) 𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 𝑜𝑢 𝑚é𝑡ℎ𝑎𝑛𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 ; 𝑏) 2 − é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑏𝑢𝑡𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 ; 𝑐) 𝑁, 𝑁 − 𝑑𝑖𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙é𝑡ℎ𝑎𝑛𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒
𝑑) 𝑐𝑦𝑐𝑙𝑜ℎ𝑒𝑥𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 ; 𝑒) 𝑖𝑠𝑜𝑝𝑟𝑜𝑝𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 (𝑜𝑢 1 − 𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒) ;
𝑓) 𝑁 − 𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑝𝑒𝑛𝑡𝑎𝑛 − 3 − 𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 ; 𝑔) 𝑖𝑜𝑑𝑢𝑟𝑒 𝑑𝑒 𝑡é𝑡𝑟𝑎𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑎𝑚𝑚𝑜𝑛𝑖𝑢𝑚 ;
ℎ) 𝑏𝑟𝑜𝑚𝑢𝑟𝑒 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙-é𝑡ℎ𝑦𝑙-𝑝ℎé𝑛𝑦𝑙𝑎𝑚𝑚𝑜𝑛𝑖𝑢𝑚 ; 𝑖) 𝑑𝑖𝑝ℎé𝑛𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 ; 𝑗) 𝑁 − 𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑝𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒
Exercice 3 : Nomenclature et classes des amines
Donner les formules semi-développées des amines de formules brutes C4H11N. Préciser leur
classe et leur nom.
Exercice 4 : Propriétés chimiques des amines
Compléter les équations des réactions chimiques suivantes. On écrira les formules semidéveloppées on les nommera les composées intervenant dans chaque réaction.
𝑎) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑁𝐻2 + 𝐶𝐻3 − 𝐼 ⟶
2+
𝑏) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑁𝐻2 + 𝐶𝑢𝑎𝑞
⟶
𝑐) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑁𝐻 − 𝐶𝐻3 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐼 ⟶
𝑑) 𝑑𝑖𝑚é𝑡ℎ𝑦𝑙𝑎𝑚𝑖𝑛𝑒 + 𝑒𝑎𝑢 ⟶
Exercice 5 : Détermination de la formule d’une amine
On considère une amine primaire à chaîne carbonée saturée possédant n atomes de carbone.
1) Exprimer en fonction de n le pourcentage en masse d'azote qu'elle contient.
2) Une masse m = 15 g d'une telle amine contient 2,9 g d’azote.
a) Déterminer la formule brute de l’amine.
b) Ecrire les formules développées des isomères possibles des monoamines primaires
compatibles avec la formule brute trouvée.
3) On considère la monoamine à chaîne carbonée linéaire non ramifiée.
a) Ecrire l’équation de la réaction de cette monoamine primaire avec l’eau.
b) On verse quelques gouttes de phénolphtaléine dans un échantillon de la solution préparée.
Quelle est la coloration prise par la solution ?
(On rappelle que la phénolphtaléine est incolore en milieu acide et rose violacée en milieu
basique)
Exercice 6: Détermination de la formule d’une amine aromatique
On considère une amine aromatique de formule générale 𝐶𝐻𝑋 𝑁𝑌 ne comportant qu'un seul cycle.
1) Exprimer X et Y en fonction du nombre n d'atomes de carbone qui ne font pas partie du
cycle.
2) La microanalyse d'une telle amine fournit, pour l’azote, un pourcentage en masse de 13,08
%.
a) Déterminer n.
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b) Ecrire les formules développées des différents isomères et donner leurs noms.
3) L’un des isomères est une amine secondaire. Quels produits obtient-on lorsqu'on le traite
par de l’eau ?
Exercice 7 : Détermination de la formule d’une amine
1) En combien de classes les amines peuvent-elles être réparties ? Donner un exemple de
chaque classe en précisant le nom du corps.
Etablir la formule générale des amines, identique pour toutes les classes.
2) Soit une amine tertiaire A. Par action sur du 1-iodobutane en solution dans l'éther, on obtient
un précipité blanc ; l'analyse de ce corps montre qu'il s'agit d'un solide ionique chiral.
a) Ecrire l'équation de la réaction.
b) Quelle propriété des amines cette réaction met-elle en évidence ?
c) Que pouvez-vous en déduire concernant les groupes alkyles liés à l'azote dans le solide
ionique chiral ?
3) Une solution aqueuse de l'amine A, de concentration molaire 𝐶 = 0,2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1, a été obtenue
en dissolvant 20,2 g d'amine pour 1 L de solution.
En déduire sa masse molaire, sa formule brute, et sa formule semi-développée. Quel est son
nom ?
Exercice 8:
L'analyse de 0,59 g d'une substance organique renfermant du carbone, de l'hydrogène et de
l'azote a donné les résultats suivants : 1,32 g de dioxyde de carbone, 0,81 g d'eau et 0,17 g
d'ammoniac.
La densité de vapeur de la substance est d = 2,03.
1. Trouver la formule brute du composé.
2. Ecrire les formules semi-développées des amines répondant à cette formule.
Exercice 9:
On dissout 7,5 g d'une amine aliphatique A dans de l'eau pure de façon à obtenir un litre de
solution.
On dose un volume V1 = 40 mL de cette solution par de l'acide chlorhydrique de concentration
C2 = 0,2 mol.L-1.
Le virage de l'indicateur coloré se produit quand on a versé un volume V2 = 20,5 mL d'acide.
1. Déterminer la concentration molaire C1 de la solution d’amine. En déduire la masse molaire
de l'amine A et sa formule brute.
2. Quelles sont les formules semi-développées possibles de A? Les nommer.
3. On sait par ailleurs que la molécule de l'amine A est chirale. Ecrire sa formule semidéveloppée.
4. Ecrire l’équation-bilan de la réaction ente l’amine A et l’eau.
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C3 : ACIDES CARBOXYLIQUES ET DERIVES
Masses molaires en 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 : M(H) = 1 ; M(C) = 12 ; M (N) = 14 ; M(O) = 16.
Exercice 1 : Nomenclature et préparation de dérivés d’acides carboxyliques
Indiquer pour chacune des réactions suivantes le nom et la formule semi-développées des
composés représentés par les lettres A, B, C, D, C, D, E, F, G, H, I, J, K, L et M.
a) Chlorure de propanoyle + A  propanoate de méthyle + B
b) Acide benzoïque + SOCl2  SO2 + HCl + C
c) Ethanoate de propyle + D  éthanoate de sodium + propan − 1 − ol
d) Acide éthanoïque + chlorure d′éthanoyle  E + HCl
e) Chlorure d′éthanoyle + N − méthyléthylamine  F + G
f) Anhydride éthanoïque + aniline  H + I
g) Chlorure d′éthanoyle + éthanoate de sodium  (Na+ ; Cl− ) + J
h) Anhydride éthanoïque + méthanol  acide éthanoïque + K
i) Acide 2 − méthylpropanoïque + PCl5  L + POCl3 + HCl
j) Acide éthanoïque + P2 O5  M + 2 HPO3
Exercice 2 : Oxydation ménagée des alcools - Synthèse de dérivés d’acides carboxyliques
On dispose d'un alcool A de formule 𝐶4 𝐻10 𝑂
1) A peut donner un corps B pouvant réduire la liqueur de Fehling et donner une réaction de
précipitation avec la dinitrophénylhydrazine (DNPH).
a) Donner le nom et la formule de B sachant que sa chaîne est linéaire.
b) Quel est le nom et la classe de l'alcool A ?
2) Par oxydation énergique B peut donner C. Donner le nom et la formule de C.
3) C réagit avec le chlorure de thionyle (𝑆𝑂𝐶𝑙2 ) en donnant un corps D. Quel est le nom du corps
D ? Donner l'équation de la réaction ?
4) Deux molécules du corps C, en présence d'un déshydratant efficace tel que 𝑃4 𝑂10, peuvent
donner un corps E. Quelle est la formule semi-développée de E ?
5) On peut obtenir un ester soit :
a) par action de D sur A
b) par action de E sur A
Écrire les équations des réactions. (Extrait Bac D 93 ex Bac S2)
Exercice 3 : Décarboxylation d’un acide carboxylique - Préparation de dérivés d’acides
carboxyliques
On considère une solution A d'acide 2-méthylbutanoïque.
1) Donner la formule développée de cet acide. Par décarboxylation en présence d’alumine, on
obtient un produit B qui donne une réaction de précipitation avec la DNPH et ne réduit pas le
réactif de Schiff.
Donner la formule semi-développée et le nom de B.
2) Sur la solution A on fait agir une solution de chlorure de thionyle et on obtient, entre autre,
un produit organique C.
Donner la formule semi-développée de C en mettant en exergue son groupement fonctionnel.
Quel est le nom de la fonction chimique mise en évidence ? Donner le nom de C.
(L'écriture de l’équation de la réaction chimique n'est pas demandée).
3) Lorsqu'on fait agir une solution de C sur du méthanol, on obtient entre autre, un composé
organique D.
a) Écrire l'équation chimique correspondante, donner la formule semi-développée de D et
préciser le nom de sa fonction chimique.
b) Comparer cette réaction à celle de A sur le méthanol et conclure. (D’après Bac D 93 ex Bac
S2)
Exercice 4 : Étude du butan-2-ol et de son estérification
1) butan-2-ol
a) Écrire sa formule semi-développée et préciser à quelle classe d'alcool il appartient.
b) Donner les formules semi-développées de deux isomères du butan-2-ol n'appartenant pas
à la même classe que lui et étant, eux-mêmes, de classes différentes.
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Page 8
c) La molécule du butan-2-ol est-elle chirale ? Pourquoi ?
Représenter alors, en perspective, les deux formes énantiomères.
2) Estérification du butan-2-ol - Isomères de l'ester formé
a) L'action de (A) sur l'acide propanoïque (B) conduit à la formation d'un ester (E).
Écrire l'équation de la réaction. Donner ses caractéristiques.
b) A partir de l'anhydride propanoïque ou du chlorure de propanoyle, proposer une méthode
d'obtention plus rapide et plus complète et écrire l'équation de la réaction correspondante.
3) A partir de la formule semi-développée de (E), qu'on explicitera, le nommer en expliquant
le procédé utilisé pour la nomenclature des esters.
Écrire la formule semi-développée d'un ester isomère de (E) et le nommer. (Extrait Bac D 95
ex Bac S2)
Exercice 5 : Tests d’identification des produits d’oxydation ménagée
Préparation de dérivés d’acides carboxyliques
N.B. : La solution de dichromate de potassium utilisée, en milieu acide, est "jaune orange."
Quatre flacons contiennent respectivement un alcool, un aldéhyde, une cétone et un acide
carboxylique.
1) Se proposant d'identifier les produits, on effectue les tests conformément au tableau cidessous
𝐶𝑟2 𝑂72− en milieu acide
DN PH
Réactif de SCHIFF liqueur de FEHLING
A
solution orange
solution
solution incolore solution bleue
jaune
B solution verte
solution
solution incolore solution bleue
jaune
C solution verte
précipité
solution violette précipité
rouge
jaune
brique
D solution orange
précipité
solution incolore solution bleue
jaune
Déterminer, justification à l'appui, les fonctions chimiques de A, B, C et D.
2) En faisant réagir du dichromate de potassium en milieu acide sur B, on obtient C et A.
a) Sachant que B est un composé à radical alkyle de trois atomes de carbone, donner les
formules semi-développées et les noms de A, B, C.
b) On considère la formation de C à partir de B par action, en milieu acide, du dichromate de
potassium. Écrire les demi-équations électroniques des couples 𝐶𝑟2 𝑂72−⁄𝐶𝑟 3+ 𝑒𝑡 𝐶 ⁄𝐵 ; en déduire
l'équation résumant la réaction d'oxydoréduction.
3) Par action de PCl5 ou de SOCl2 sur A, on obtient E.
Écrire l'équation de la réaction dans chacun des cas et expliciter la formule semi-développée et
le nom de E.
4) Comparer les réactions de A sur B et de E sur B et conclure. (Extrait Bac D 91 ex Bac S2)
Exercice 6 : Synthèse d’un ester
1) On considère un acide carboxylique à chaîne saturée (A) et un alcool saturé B.
n étant le nombre d'atomes de carbone dans le radical R fixé au groupement fonctionnel
carboxylique et n' le nombre d'atomes de carbone dans le radical R' fixé au groupement de la
fonction alcool.
Exprimer, respectivement, les formules générales de (A) et (B) en fonction de n et n'.
2) (A) est estérifié par (B) ; à partir des formules déterminées au 1), écrire l'équation de cette
réaction, en explicitant en fonction de n et n’ la formule semi-développée de l’ester (E).
3) Pour 𝑛 = 3, la masse molaire de l’ester est 𝑀 = 130 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1.
En déduire n’ et préciser la formule brute de (E).
4) En réalité, (A) possède une chaîne saturée avec une ramification. Quant à (B), son oxydation
ménagée donne un composé (C) qui donne un précipité jaune avec la 2,4dinitrophénylhydrazine (D.N.P.H) et ne rosit pas le réactif de Schiff.
a) Écrire, alors, l’équation de la réaction d’estérification de (A) et (B), en utilisant les formules
semi-développées.
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b) Donner les noms de A, B, C et E. (Extrait Bac D oct. 89 ex Bac S2)
Exercice 7 : Hydrolyse d’un ester-détermination d’un acide carboxylique et d’un alcool
L'hydrolyse d'un ester E a fourni un acide carboxylique A et un alcool B.
1) Détermination de la formule de l'alcool B.
L'analyse élémentaire a permis la détermination de la formule brute de B : 𝐶4 𝐻10 𝑂.
a) L'oxydation ménagée de B par une solution de dichromate de potassium en milieu acide
fournit un composé B'. Ce composé B' :
 réagit avec une solution de D. N. P. H. ;
 ne réagit ni avec une solution de nitrate d'argent ammoniacal (ou réactif de TOLLENS),
ni avec la liqueur de FEHLING.
Que peut-on en conclure pour B ? Donner la formule semi- développée de B ainsi que celle du
composé B’.
A quelle fonction B' appartient-il ? Donner le nom de B'.
b) La molécule de B est-elle chirale ? Justifier la réponse.
2) Détermination de la formule de A.
La composition centésimale massique du composé A est la suivante : carbone ∶
48,6 % ; hydrogène ∶ 8,1 % ; oxygène ∶ 43,2 %.
Sachant que la masse molaire moléculaire du composé A est 𝑀 = 74 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 , déterminer sa
formule brute, sa formule semi-développée et son nom.
3) En déduire la formule semi-développée de l'ester E.
Exercice 8 : Hydrolyse d’un anhydride d’acide
R étant une chaîne carbonée saturée, on considère l'anhydride d'acide de formule générale
1) Écrire l'équation de sa réaction d'hydrolyse.
2) Partant d'une masse de 1,02 gramme de cet anhydride on obtient, à la fin de l'hydrolyse,
un composé X intégralement recueilli dans un certain volume d'eau distillée. La solution obtenue
est dosée en présence d'un indicateur coloré approprié. Il faut alors verser 20 𝑐𝑚3 d'une solution
d’hydroxyde de sodium à 1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 pour atteindre l'équivalence.
a) Donner la formule semi-développée de X, préciser sa fonction et le nommer.
b) En déduire la masse molaire de l'anhydride d'acide, préciser sa formule développée et le
nommer. (Extrait Bac D 92 ex Bac S2)
Exercice 9 : Préparation d’un savon
De nombreux lipides sont des glycérides, c'est-à-dire des triesters du glycérol et des acides
gras.
1) Écrire la formule semi-développée du glycérol ou propane-1, 2, 3-triol.
2) Écrire l'équation générale d'estérification par le glycérol d'un acide gras 𝑅 — 𝐶𝑂𝑂𝐻.
3) On fait agir sur le lipide (ou triester) obtenu un excès d'une solution d'hydroxyde de sodium
à chaud. Il se reforme du glycérol et un autre produit S.
a) Écrire l'équation générale de cette réaction.
Quel est le nom général donné au produit S ?
b) Comment nomme-t-on ce type de réaction ?
4) Dans le cas où le corps gras utilisé dérive de l'acide oléique 𝐶17 𝐻33 — 𝐶𝑂𝑂𝐻 et où l'on fait agir
l'hydroxyde de sodium sur 𝑚 = 2.10 𝑘𝑔 de ce corps gras, écrire l'équation de la réaction et
calculer la masse du produit S obtenu. (Extrait Bac D 92 ex Bac S2)
Exercice 10 : Synthèse d’un médicament
Le paracétamol 𝐻𝑂  𝐶6 𝐻4  𝑁𝐻  𝐶𝑂  𝐶𝐻3 , principe actif du "Doliprane", est un médicament
largement utilisé. Il concurrence l'aspirine comme antipyrétique et analgésique bien qu'il n'ait
pas de propriétés anti-inflammatoires et qu'il soit un moins bon antalgique. La synthèse du
paracétamol se fait à partir de l'anhydride acétique et du paraminophénol. La réaction produit
en outre de l'acide acétique.
1) Quels groupes fonctionnels reconnaît-on dans le paracétamol ?
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2) Écrire, à l'aide de formules semi-développées, l'équation de la synthèse du paracétamol.
3) Pourquoi utilise-t-on comme réactif l'anhydride acétique plutôt que l'acide acétique pour
synthétiser le paracétamol ?
4) Une boite de "Doliprane 500 mg" pour adulte contient 16 comprimés dosés à 500 mg.
Déterminer les quantités de matière (nombre de moles et les masses minimum des deux
réactifs à mettre en œuvre pour synthétiser la quantité de paracétamol contenue dans une
boîte.
Exercice 11 : Synthèse d’un médicament
 masse volumique de l'anhydride éthanoïque 𝜌1 = 1,08 𝑔. 𝑚𝐿−1
 masse volumique de l'aniline 𝜌2 = 1,02 𝑔. 𝑚𝐿−1
L'acétanilide est un principe actif qui a été utilisé Pour lutter contre les douleurs et la fièvre
sous le nom antifébrine, de formule semi-développée : 𝐶6 𝐻5 – 𝑁𝐻 − 𝐶𝑂 − 𝐶𝐻3
1) Retrouver les formules serni-développées et nommer l'acide carboxylique et l'amine dont il
est issu.
2) Proposer une méthode de synthèse rapide et efficace de l'acétanilide et écrire l'équation
correspondante
(On envisagera deux possibilités).
3) Dans un réacteur on introduit 𝑉1 = 15 𝑚𝐿 d'anhydride éthanoïque et un volume 𝑉2 = 10 𝑚𝐿
d'aniline 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻2 et un solvant approprié.
Après expérience la masse d’acétanilide pur isolé est de 𝑚 = 12,7 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑚𝑒𝑠.
a) Rappeler l'équation de la synthèse.
b) Calculer les quantités de matière des réactifs et montrer que l'un de ces réactifs est en
excès.
c) Déterminer le rendement de la synthèse par rapport au réactif limitant. (Extrait Bac S2 98)
Exercice 12 : Synthèse d’un amide
On souhaite préparer un composé organique, la propanamide, en utilisant comme produit de
départ le propan-1-ol (propanol-1). La propanamide sera par la suite appelée composé A et le
propan-1-ol composé B.
1) Donner la formule semi-développée des deux composés A et B. A quelles familles
appartiennent-ils ?
2) Plusieurs étapes sont nécessaires afin de réaliser la synthèse de A.
a) Tout d'abord, on réalise l'oxydation ménagée du composé B en le faisant réagir avec un
excès de dichromate de potassium acidifié. Donner la formule semi-développée du composé C
non réducteur obtenu à l'issue de cette réaction. Indiquer son nom et sa famille.
b) On fait ensuite réagir le composé C avec l'ammoniac. Un composé D, intermédiaire entre C
et A, est alors obtenu. Indiquer le nom de D. Écrire l'équation-bilan correspondante. De quel
type de réaction s'agit-il ?
c) Enfin, la déshydratation du composé D conduit à la formation du composé A. Écrire l’équation
de cette réaction.
3) Dans la pratique, il est possible d'utiliser, à la place du composé C, un dérivé E de ce dernier.
E est obtenu par action du pentachlorure de phosphore (PCl5) ou du chlorure de thionyle (𝑆𝑂𝐶𝑙2 )
sur C.
Donner la formule semi-développée et le nom de E.
Exercice 13 : Préparation de deux amides isomères (Les parties A et B sont indépendantes.)
Un chimiste réalise deux séries d'expériences aboutissant chacune à la formation d'un composé
non cyclique, de formule brute 𝐶3 𝐻7 𝑁𝑂, dont la molécule contient deux atomes de carbone
tétraédrique.
Partie A
Le produit 𝐶3 𝐻7 𝑁𝑂 final obtenu dans cette première partie est noté A. L'addition d'eau sur le
propène conduit à une masse 𝑚 = 240 𝑔 d'un mélange de deux alcools B et C, dont l'un, B, est
primaire et représente 1 % de la masse m.
1) Donner les noms et les formules de B et C, ainsi que la classe de C.
2) Après avoir été séparés l'un de l'autre, les alcools B et C sont respectivement oxydés en D
et E par un excès de solution acidifiée de dichromate de potassium.
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Donner la formule et le nom des composés organiques D et E.
3) En l'absence de dérivés chlorés, A se prépare en deux étapes à partir de la solution aqueuse
de D.
a) Écrire l'équation-bilan de chacune des deux étapes.
b) Nommer le produit intermédiaire F et le produit final A.
c) Calculer la masse maximale de A susceptible d'être obtenue.
Partie B
Un isomère A' de A peut se préparer en deux étapes.
4) L'acide éthanoïque est tout d'abord transformé en chlorure d'acyle G.
Donner le nom et la formule semi-développée de G.
5) G réagit ensuite avec une amine primaire B pour donner A'.
a) Donner le nom et la formule semi-développée de B et de A' après avoir établi l’équation de
la réaction.
b) Indiquer la propriété de l'atome d'azote de l'amine B mise en évidence au cours de la réaction
réalisée.
Exercice 14 Identification de dérivés d’acides carboxyliques
1) On chauffe un mélange équimolaire d'acide éthanoïque et d'acide propanoïque avec de
l'oxyde de phosphore 𝑃4 𝑂10.
La distillation fractionnée des produits de la réaction permet d'isoler trois composés organiques
A, B et C.
Tous réagissent vivement avec l'eau :
 A engendre l'acide éthanoïque ;
 B conduit à l'acide propanoïque ;
 C donne naissance à un mélange équimolaire des acides éthanoïque et propanoïque.
a) Identifier les composés A et B. Donner leurs formules semi-développées et leurs noms. Écrire
les équations de leurs réactions de formation.
b) Identifier le corps C. Donner sa formule semi-développée.
Écrire l'équation de sa réaction de formation.
2) A réagit sur l'ammoniac pour donner le un composé organique X et l’éthanoate d'ammonium
Y.
La déshydratation, par chauffage, de Y donne le composé X.
a) Écrire les équations traduisant la transformation de A en X et la transformation de Y en X.
b) Écrire l’équation globale de la réaction, à chaud, de A sur l'ammoniac. Donner les formule
semi-développée et le nom de X. Quelle est sa fonction chimique ?
c) Sachant qu'on a obtenu une masse m = 35,4 g de X avec un rendement de 85 %, quelle est
la masse de composé A utilisée ?
Exercice 15 (Bac TS2 2013)
Les parties A et B sont indépendantes.
PARTIE A
1.1. Nommer les composés organiques A, B, D, E dont les formules suivent et préciser la famille
chimique de chaque composé.
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1.2. Ecrire l’équation-bilan d’une réaction qui permet d’obtenir :
a) le composé B à partir du corps A ;
b) le composé D à partir de l’acide propanoïque ;
c) le composé E par une réaction rapide et totale.
PARTIE B
Traditionnellement, dans nos campagnes africaines les femmes recyclaient les graisses et les
huiles d’origine animale ou végétale pour en faire du savon. Le savon est également fabriqué
en usine.
3) Les graisses et les huiles sont des corps gras. Les corps gras sont pour la plupart des
triglycérides. Rappeler ce qu’est un triglycéride.
4) Rappeler la formule semi-développée du propan-1,2,3-triol ou glycérol.
5) L’acide palmitique ou acide hexadécanoïque a pour formule :
En faisant réagir le glycérol sur l’acide hexadécanoïque on obtient un
composé organique nommé palmitine.
a) Ecrire, à l’aide de formules semi-développées, l’équation-bilan de la réaction du glycérol sur
l’acide hexadécanoïque. Nommer cette réaction et dire si elle est totale ou non.
b) La palmitine est aussi présente dans l’huile de palme. Dans une usine de la place on fabrique
du savon à partir de la palmitine provenant d’huile de palme. Pour cela, on y réalise la
saponification de la palmitine contenue dans 1500 kg d’huile de palme renfermant, en masse,
47 % de palmitine. La base forte utilisée est une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium.
i) Ecrire l’équation-bilan de la réaction de saponification de la palmitine par la solution
d’hydroxyde de sodium et entourer la formule du produit qui correspond au savon.
ii) Calculer la masse de savon obtenue si le rendement de la réaction est de 80 %.
On donne les masses molaires en 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 : M(C) = 12 ; M(H) = 1 : M(O) = 16 ; M(Na) = 23
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C4 : CINETIQUE CHIMIQUE
Exercice 1: Révision sur les réactions d'oxydoréduction
Les espèces en solution devraient être notées M(aq). Les espèces gazeuses devraient être notées
G(g) et les espèces solides devraient être notées S(s). Pour simplifier les notations nous les noterons
sans les indices respectifs (aq), (g) et (s).
1) Ecrire les demi-équations rédox relatives aux couples suivants:
𝐶𝑢2+⁄𝐶𝑢 ; 𝑀𝑛𝑂4− ⁄𝑀𝑛2+
𝑒𝑛 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑒𝑢 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒
+⁄
𝐻 𝐻2 ;
𝐻2 𝑂2 ⁄𝐻2 𝑂
𝑒𝑛 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑒𝑢 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒
𝐼2 ⁄𝐼 −
;
𝑂2 ⁄𝐻2 𝑂2
𝑒𝑛 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑒𝑢 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒
2) On considère les couples suivants:
𝑆2 𝑂82− ⁄𝑆𝑂42− 𝑖𝑜𝑛 𝑝𝑒𝑟𝑜𝑥𝑜𝑑𝑖𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑡𝑒⁄𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑡𝑒
𝑆4 𝑂62−0⁄𝑆2 𝑆32− 𝑖𝑜𝑛 𝑡é𝑡𝑟𝑎𝑡ℎ𝑖𝑜𝑛𝑎𝑡𝑒⁄𝑖𝑜𝑛 𝑡ℎ𝑖𝑜𝑠𝑢𝑙𝑓𝑎𝑡𝑒
𝐼2 ⁄𝐼 −
𝑑𝑖𝑖𝑜𝑑𝑒⁄𝑖𝑜𝑛 𝑖𝑜𝑑𝑢𝑟𝑒
a)On verse une solution aqueuse de diiode (coloration brune) dans une solution aqueuse de
thiosulfate de sodium (incolore). Ecrire l'équation de la réaction et expliquer la décoloration
observée.
b) On verse une solution de peroxodisulfate de potassium (incolore) dans une solution d'iodure de
potassium (incolore). Ecrire l'équation de la réaction. Qu'observe-t-on?
Exercice 2: Oxydation des ions iodures par l'eau oxygénée
A la date t = 0, on introduit dans un erlenmeyer 5 mL d’iodure de potassium de concentration 𝐶1 =
5 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 𝑒𝑡 5 𝑚𝐿 d’une solution d’eau oxygénée de concentration 𝐶2 = 0,25 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 préalablement
acidifiée par de l’acide sulfurique en excès.
On donne les potentiels standard d’oxydoréduction : 𝐸1 (𝐻2 𝑂2⁄𝐻2 𝑂) = 1,76 𝑉 𝑒𝑡 𝐸2 (𝐼2 ⁄𝐼 − ) = 0,54 𝑉.
1) Etablir l’équation de la réaction.
2) Calculer les concentrations initiales en ion iodure et en eau oxygénée. Quel est le réactif limitant ?
3) Le diiode formé colore en brun la solution. Sa concentration est donnée dans le tableau suivant :
Tracer la courbe [𝐼2 ] = 𝑓(𝑡)
4)
Déterminer
la
concentration [𝐼2 ]∞ du diiode
au bout d’un temps infini.
5) Déterminer le temps de demi-réaction 𝜏1⁄ .
2
6) Calculer la vitesse volumique moyenne de formation du diiode I2 entre les dates 𝑡1 = 0 min 𝑒𝑡 𝑡2 =
4 𝑚𝑖𝑛.
7) Calculer la vitesse volumique instantanée de formation du diiode I2 à la date t2 = 4min. En déduire,
à la même date, les vitesses de disparition 𝑉(𝐻2 𝑂2 ) 𝑒𝑡 𝑉(𝐼 − )
Exercice 3: Dismutation de l'eau oxygénée
On étudie, à température constante, la cinétique de dismutation de l’eau oxygénée :
2 𝐻2 𝑂2  2 𝐻2 𝑂 + 𝑂2
1) A la date 𝑡 = 0, la solution contient 0,060 𝑚𝑜𝑙𝑒 d’eau oxygénée. Son volume, constant, est 𝑉𝑆 =
1 𝐿. On mesure, à pression constante, le volume 𝑉(𝑂2 ) de gaz dégagé au cours du temps.
a) Calculer, en mole, la quantité de dioxygène 𝑁 (𝑂2 ) formé à la date t en fonction de 𝑉 (𝑂2 ) et de
𝑉𝑚 = 24 𝐿. 𝑚𝑜𝑙 −1 (volume molaire d’un gaz à la température de l’expérience).
b) En déduire, à la même date t, la quantité de 𝐻2 𝑂2 disparu, puis la concentration C en eau oxygénée
restante.
c)
Les
résultats
de
l’expérience sont dans le
tableau suivant :
Compléter la tableau et tracer le graphe 𝐶 = 𝑓 (𝑡).
d) Définir la vitesse volumique 𝑣 (𝑡) de disparition de 𝐻2 𝑂2à la date t.
 Calculer cette vitesse à la date 𝑡1 = 10 𝑚𝑖𝑛 puis à la date 𝑡2 = 30 𝑚𝑖𝑛.
 Quel facteur cinétique explique la variation de la vitesse de disparition de 𝐻2 𝑂2?
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2) Une étude complète montre que 𝑣(𝑡) est liée à la concentration C par une relation de type :
𝑣 = 𝑘. 𝐶 𝑎𝑣𝑒𝑐 𝑘 = 7,9 10−4 𝑆. 𝐼.
a) Cette relation permet-elle de retrouver v (30 min) de la question 1.d ?
b) Prévoir d’après les résultats du cours comment évolue la constante k en fonction de la
température.
c) Tracer l’allure du graphe si on opérait en présence du catalyseur 𝐹𝑒 2+ ? (Définir un
catalyseur).
Exercice 4: Réaction autocatalytique
A la date t = 0, on mélange, dans un bécher, 50 𝑚𝐿. d’une solution acidifiée de permanganate
de potassium (𝐾 + + 𝑀𝑛𝑂4− ), de concentration 𝐶1 = 1,00.10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 avec 50 mL d’une solution
d’eau oxygénée 𝐻2 𝑂2 de concentration 𝐶2 = 1,00.10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 .
1) L’équation-bilan de la réaction s’écrit : 2𝑀𝑛𝑂4− + 5𝐻2 𝑂2 + 6𝐻3 𝑂+ ⟶ 2𝑀𝑛2+ + 5𝑂2 + 14𝐻2 𝑂
Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction correspondant à l’équation-bilan ci-dessus.
Comparer les forces des espèces oxydantes et représenter les deux couples
𝑀𝑛𝑂4− ⁄𝑀𝑛2+ 𝑒𝑡 𝑂2 ⁄𝐻2 𝑂2 sur l’échelle des potentiels standard d’oxydoréduction.
2) Calculer la quantité de matière des ions 𝑀𝑛𝑂4− présents dans le mélange à la date t = 0,
ainsi que la concentration correspondante [𝑀𝑛𝑂4− ] en 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 .
En déduire la quantité de matière d’eau oxygénée nécessaire pour réduire tout le
permanganate.
En a-t-on suffisamment dans le mélange initial ? Y a-t-il un réactif limitant ?
3) La courbe ci-dessous représente les variations de la concentration [𝑀𝑛2+ ] en fonction du
temps.
Définir la vitesse moyenne de formation de l’ion Mn2+ et déterminer graphiquement sa valeur
entre les dates 𝑡0 = 0 𝑠 𝑒𝑡 𝑡2 = 4,5 𝑠.
4) Définir la vitesse instantanée de formation de l’ion Mn2+ et déterminer graphiquement sa
valeur aux dates 𝑡1 = 2 𝑠, 𝑡2 = 4,5 𝑠 𝑒𝑡 𝑡3 = 5,5 𝑠.
Comment varie la vitesse de formation de l’ion 𝑀𝑛2+ au cours du temps ?
Quel phénomène physique met-on en évidence ? Interpréter l’allure de la courbe.
5) Définir la vitesse instantanée de disparition des molécules H2O2. Calculer sa valeur à la date
t2 = 4,5 s en la comparant à la vitesse de formation de Mn2+
6) Temps de demi-réaction.
Calculer, après l’avoir défini, le temps de demi-réaction. Citer deux facteurs cinétiques, autres
que la catalyse, qui permettraient de diminuer ce temps de demi-réaction.
Exercice 5: Synthèse de l'iodure d'hydrogène
On se propose d'étudier la réaction de synthèse de l'iodure d'hydrogène 𝐻2 + 𝐼2 ⇄ 2𝐻𝐼
Pour ce faire, quatre ballons de 1 𝐿 contenant respectivement 0,5. 10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒 de diiode et
5. 10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒 de dihydrogène sont maintenues à 350°𝐶 dans une étuve. A différents instants, les
ballons sont retirés puis refroidis aussitôt ; on dose alors le diiode restant dans chaque ballon
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par une solution de thiosulfate de sodium de concentration molaire 𝐶1 = 0,05 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 en
présence d'empois d'amidon.
1) Pourquoi utilise-t-on dans ce dosage de l'empois d'amidon ?
2) Les résultats des différents dosages sont consignés dans le tableau ci-dessous :
a) Ecrire l'équation bilan de la réaction du dosage du diiode par le thiosulfate.
On donne : 𝐸 ° (𝐼2 ⁄𝐼 − ) = 0,53 𝑉 ; 𝐸 ° (𝑆4 𝑂62− ⁄𝑆2 𝑂32− ) = 0,08 𝑉
a) Exprimer le nombre de mole d'iodure d'hydrogène en fonction de la concentration C et du
volume V de la solution de thiosulfate versée. Compléter le tableau précédent.
3.a) Tracer la courbe donnant les variations du nombre de mole d'iodure d'hydrogène formé en
fonction du temps. On donne 2,5 cm pour 50 min et 2 cm pour 10-4 mol.
b) Déterminer la vitesse instantanée de formation de l'iodure d'hydrogène
 A la date t = 100 min
 Au temps de demi réaction : 1/2
 Comparer les valeurs trouvées. Interpreter. (Bac S1 S3 98)
Exercice 6
1) A l'aide de formules générales écrire l'équation-bilan de la réaction entre un acide
carboxylique et un alcool.
2) Préciser les caractères de cette réaction.
3) Pour réaliser l'étude cinétique de ce type de réaction
on part d'éthanol et d'acide méthanoïque de même
concentration : 0,6 mol.L-1. On en mélange des volumes
égaux et l'on fait deux parts égales A et B :
- à A on ajoute 0,5 mL d'acide sulfurique à 0,1 mol.L-1
- à B on ajoute 0,5 mL d'acide sulfurique à 0,2 mol.L-1
A différentes dates (t) on détermine la concentration de
l'ester formé. Les courbes (1) et (2) représentent, en
fonction du temps, les variations de la concentration de
l'ester formé respectivement pour A et B.
a) Pour chaque cas envisagé déterminer la vitesse instantanée de formation de l'ester à la date
t = 200 s. On expliquera la méthode utilisée.
b) Comparer ces valeurs et indiquer le rôle joué par l'acide sulfurique.
c Déterminer les concentrations, en mol.L-1 de l'acide méthanoïque, de l'alcool et de l'ester à la
date t = 300 s pour chaque cas.
d) Les deux essais tendent-ils vers la même limite ? Justifier la réponse.
NB : Le volume de l'acide sulfurique ajouté est négligeable par rapport à celui des échantillons
A et B.
(Extrait Bac S2 1998)
Exercice 7:
On donne : 1 bar = 105 Pa
Le pentoxyde de diazote N2O5 se décompose selon la réaction :
2𝑁2 𝑂5 (𝑔) ⟶ 4𝑁𝑂2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔)
Dans un réacteur de volume constant, dont la température est maintenue à 300 K, on introduit
du pentoxyde de diazote pur sous une pression P = 0,732 bar et on déclenche le chronomètre.
On relève les valeurs de la pression du mélange gazeux Pt au cours du temps.
1) On note n la quantité de matière de pentoxyde de diazote ayant disparu à l'instant t.
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





a) Exprimer en fonction de n les quantités de matière de dioxygène O2 et de dioxyde d'azote
NO2 apparues au même instant.
b) En déduire, en fonction de n la quantité de matière totale des gaz contenus dans le réacteur.
2) Le mélange est assimilé à un gaz parfait. On rappelle que dans ces conditions à température
et à volume constants, la pression est proportionnelle à la quantité de matière gazeuse.
a) Exprimer alors n en fonction de Pt et P0 et n0 quantité de matière initiale en pentoxyde de
diazote.
b) Compléter le tableau.
c) Vitesse de formation de [NO2] en fonction du temps.
Tracer la courbe donnant les variations de la concentration [NO2] du dioxyde d’azote formé en
fonction du temps.
Echelles : 1 cm pour 20 s et 2 cm pour 1 mmol.L-1.
Calculer la vitesse de disparition du pentoxyde de diazote à l’instant t = 2 min 30 s.
Déterminer la pression à la date de demi-réaction si on laisse la réaction évoluer au delà de la
date t = 240 s .
(D’après Bac S1S3 1999)
Exercice 8
Les ions peroxodisulfate sont lentement réduits par les ions iodures selon l’équation-bilan :
𝑆2 𝑂82− + 2𝐼 − ⟶ 2𝑆𝑂42− + 𝐼2
(1)
Si on verse à l'avance une quantité de thiosulfate de sodium Na2S2O3 dans le milieu réactionnel,
il réagit avec le diiode formé selon l'équation-bilan :
𝑆2 𝑂32− + 𝐼2 ⟶ 2𝐼 − + 𝑆4 𝑂62−
Cette réaction empêche l'apparition de la couleur brune du diiode et régénère les ions iodures
instantanément.
On peut déterminer, alors, le temps nécessaire pour qu'il se forme n mole(s) de diiode dans la
réaction (1). On prépare pour cela une solution contenant :
10 mL de solution d'iodure de potassium de concentration molaire volumique 1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
Assez d’eau pour considérer le volume constant.
2 mL de thiosulfate de sodium de même concentration molaire volumique que la solution
d'iodure de potassium.
A l'instant de date t = 0, on ajoute 2 mL de peroxodisulfate à 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ; à l'instant de date
𝑡1 = 52 𝑠 apparaît la coloration du diiode, on ajoute alors 2 mL de thiosulfate qui fait disparaître
la coloration brune ; elle réapparaît à la date t2 = 147 s. On ajoute encore 2 mL de solution de
thiosulfate ; ainsi de suite. Ce qui permet de dresser le tableau de mesures ci-dessous :
1) Expliquer comment cette méthode permet d'obtenir n et tracer le graphe représentant les
variations de n en fonction de t.
𝐸𝑐ℎ𝑒𝑙𝑙𝑒𝑠 : 1 𝑐𝑚  100 𝑠 ; 1 𝑐𝑚  10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2) Déterminer la vitesse de formation v du diiode au cours de la réaction (1), aux dates 𝑡 =
200 𝑠 𝑒𝑡 𝑡 = 1000 𝑠.
Comment varie la vitesse ? Quel est le facteur cinétique qui fait varier v ?
3) Quelle sera la quantité de diiode formé par la réaction au bout d'un temps infini ? (Extrait
Bac S2 1999)
Exercice 9
On dissout 10-2 mole de 2-méthylbutanoate de méthyle dans la quantité d'eau nécessaire pour
obtenir un litre de solution.
1) Donner la formule semi-développée du 2-méthlybutanoate de méthyle. La molécule est-elle
chirale ? Justifier la réponse.
Donner les représentations spatiales des deux énantiomères.
2) Ecrire l'équation-bilan de la réaction d'hydrolyse du 2-méthylbutanoate de méthyle. Préciser
le nom et la fonction chimique de chaque produit obtenu.
3) On prélève 100 mL de la solution précédente qu'on répartit dans 10 tubes. A la date t = 0,
tous les tubes contiennent le même volume de cette solution.
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A une date t, on prélève un tube qu'on met dans la glace puis on dose l’acide formé à l'aide
d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire volumique 𝐶𝑏 = 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 en
présence d'un indicateur coloré.
On obtient les résultats suivants :
𝑉𝑏 est le volume d'hydroxyde
versé à l'instant de date considéré.
a) Après avoir déterminé le nombre de mole d'ester restant à chaque instant, tracer la courbe
représentative de la quantité d'ester restant au cours du temps nE = f(t).
𝐸𝑐ℎ𝑒𝑙𝑙𝑒 ∶ 1 𝑐𝑚  10 𝑚𝑖𝑛 𝑒𝑡 1,5 𝑐𝑚  10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒.
b) Définir le temps de demi-réaction, puis le déterminer graphiquement.
c) Définir la vitesse instantanée de disparition de l'ester, puis la déterminer à la date t = 40
min.
Exercice 10:
On donne : Masses molaires en g/mol : H : 1 ; C : 12 ; N : 14 Constante des gaz parfaits 𝑅 =
8,32 𝑆𝐼
Le chlorure de benzène diazonium, en solution aqueuse, se décompose dès que la température
est supérieure à 10° C selon l'équation-bilan :
𝐶6 𝐻5 𝑁2 𝐶𝑙 ⟶ 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑙 + 𝑁2 (𝑔𝑎𝑧)
Le diazote formé, très peu soluble dans l'eau, se dégage. La mesure du volume x de diazote
dégagé à température et sous pression constantes permet de suivre le déroulement de la
réaction. On utilise un volume V = 35 mL d'une solution de chlorure de benzène diazonium à
11,25 g.L-1 et à la température de 17° C et sous la pression 𝑃 = 1 𝑎𝑡𝑚.
1) Vérifier que la concentration initiale du chlorure de benzène diazonium vaut C0 = 8.10-2
mol.L-1.
2) Montrer que la concentration [C6H5N2Cl] de la solution de chlorure de benzène diazonium
restant à chaque instant est donnée en fonction de C0 et x par la relation :
[𝐶6 𝐻5 𝑁2 𝐶𝑙] = 𝐶0 (1 − 15𝑥) 𝑎𝑣𝑒𝑐 𝑥 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑒
3) Le graphe de la concentration [𝐶6 𝐻5 𝑁2 𝐶𝑙] en fonction du temps est donné ci-dessous.
a) Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction .
b) Calculer le volume x de diazote dégagé à la date .
c) Définir la vitesse instantanée de disparition du chlorure de benzène diazonium puis la
déterminer à 𝑡1 = 𝜏 et à 𝑡2 = 0,25ℎ
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d) Quel facteur cinétique explique la variation de vitesse entre t1 et t2 ?
4) Déterminer le volume de diazote formé au bout d'un temps infini.
(Extrait Bac S1S3
2003)
Exercice 11
Potentiels normaux des couples redox : 𝐸 ° (𝑍𝑛2+⁄𝑍𝑛) = 0,76 𝑉 𝑒𝑡 𝐸 ° (𝐻3 𝑂+⁄𝐻2 ) = 0,00 𝑉
Volume molaire dans les conditions de l’expérience : 𝑉0 = 24 𝐿. 𝑚𝑜𝑙 −1
Masses molaires en 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1: Cl : 35,5 ; H : 1
; O : 16 ; Zn : 65,4
On étudie la cinétique de la réaction naturelle entre 2 couples. A t = 0, on introduit une masse
𝑚 = 1 𝑔 de zinc en poudre dans un ballon contenant 𝑉 = 40 𝑚𝐿 d'une solution d'acide
chlorhydrique de concentration 𝐶𝑎 = 0,5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. On recueille le gaz dihydrogène formé au cours
du temps et on mesure son volume 𝑉(𝐻2 ).
A chaque instant, on désigne par x le nombre de mole d'acide disparu et par 𝐶𝑅 sa concentration
molaire résiduelle.
1) Ecrire l'équation-bilan de la réaction.
2. a) Tenant compte des données numériques de l'énoncé et de l’équation précédemment
écrite, établir les relations :
𝑉(𝐻2 )
𝑥=
𝑒𝑡 𝐶𝑅 = 0,5 − 25𝑥. (𝑥 𝑒𝑠𝑡 𝑒𝑛 𝑚𝑜𝑙, 𝑉(𝐻2 )𝑒𝑛 𝐿 𝑒𝑡 𝐶𝑅 𝑒𝑛 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 )
12
b) Compléter le tableau de mesures ci-dessous et tracer la courbe 𝐶𝑅 = 𝑓(𝑡). Le candidat choisira
une échelle judicieuse qu’il précisera.
3. a) Déterminer la vitesse moyenne de disparition des ions 𝐻3 𝑂+ entre les dates t1 = 200 min
et t2 = 500 min. b) Déterminer graphiquement la vitesse instantanée de disparition des ions
hydronium 𝑉(𝐻3 𝑂+ ) à la date 𝑡1 = 200 𝑚𝑖𝑛.
4.a) Déterminer la concentration 𝐶1 de la solution en ion 𝑍𝑛2+ à t = 300 min.
b) Déterminer la concentration 𝐶2 de la solution en ion 𝑍𝑛2+ en fin de réaction et calculer la
masse 𝑚𝑟 de zinc restant.
5.a) Établir une relation entre les vitesses instantanées de disparition de 𝐻3 𝑂+et de formation
de 𝑍𝑛2+ .
b) En déduire la vitesse instantanée de formation de 𝑍𝑛2+ à t1 = 200 min. (Extrait Bac s2
2003)
Exercice 12
On considère l’oxydation lente d’une solution d’acide oxalique par les ions permanganate.
L’équation-bilan de la réaction s’écrit :
2𝑀𝑛𝑂4− + 5𝐻2 𝐶2 𝑂4 + 6𝐻 + ⟶ 10𝐶𝑂2 + 2𝑀𝑛2+ + 8𝐻2 𝑂
Les couples redox en jeu sont : 𝑀𝑛 𝑂4− ⁄𝑀𝑛2+ 𝑒𝑡 𝐶𝑂2 ⁄𝐻2 𝐶2 𝑂4
1) Ecrire les demi-équations électroniques relatives aux deux couples et retrouver l’équation
de la réaction donnée ci-dessus.
2) A une date t = 0, on mélange un volume V1 = 50 mL de solution de permanganate de
potassium de concentration molaire volumique C1 = 0,02 mol.L-1 et un volume V2 = 45 mL
d’acide oxalique de concentration molaire volumique C2 = 0,06 mol.L-1 acidifié par un volume v
= 5ml d’acide sulfurique concentré. On suit l’évolution de la concentration molaire volumique
des ions 𝑀𝑛𝑂4− et l’on obtient la courbe jointe en annexe.
a) Calculer les quantités de matière des réactifs mis en présence et vérifier que l’acide oxalique
est en excès par rapport au permanganate de potassium.
b) En déduire la concentration [𝑀𝑛2+ ]des ions manganèse en fin de réaction.
c) A quelle date la concentration [𝑀𝑛2+ ] des ions manganèse est-elle égale à celle des ions
permanganate restant en solution ? Représenter, sur le graphe fourni en annexe [à rendre avec
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la copie], l’allure de l’évolution de la concentration molaire volumique en ions manganèse au
cours du temps.
3) Définir la vitesse volumique
instantanée de disparition des ions
permanganate 𝑀𝑛𝑂4− à une date t
quelconque.
Déterminer
cette
vitesse aux instants de date 10 s,
40 s et 80 s.
4)
Sachant
que
les
ions
manganèse sont des catalyseurs
de
cette
réaction
expliquer
comment
cela
permet
d’interpréter les variations de la
vitesse de la réaction.
Exercice 13
Au laboratoire, on se propose
d’étudier la cinétique de la réaction de saponification du benzoate de 1-méthyl éthyle de
formule semi-développée 𝐶6 𝐻5 − 𝐶𝑂2 − 𝐶𝐻(𝐶𝐻3 )2 par l’hydroxyde de sodium. Pour cela, à une
date prise comme origine des temps 𝑡 = 0, on mélange 100 𝑚𝐿 d’une solition de benzoate de 1méthyléthyle d concentration égale à 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 et 100 𝑚𝐿 d’une solution d’hydroxyde de sodium
de concentration égale à 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿− . le mélange est maintenu à 50°𝐶, sous agitation permanente.
On prélève à différentes dates 𝑡, un volume 𝑉 = 10 𝑚𝐿 de ce mélange. Chaque prélévement est
aussitôt versé dans un erlenmeyer contenant de l’eau glacée et on dose la quantité d’hydroxyde
de sodium restante à l’aide d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration 𝐶𝑎 =
2.10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1, l’indicateur coloré étant le bleu de bromothymol.
1) Montrer que la concentration initiale [𝑂𝐻 − ]0 des ions 𝑂𝐻 − dans le mélange est
de 5. 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1.
2) Ecrire l’équation-bilan de la réaction chimique support du dosage. Préciser la couleur de la
solution obtenue à l’équivalence.
3) Ecrire l’équation-bilan de la réaction entre le benzoate de 1-méthyléthyle et l’hydroxyde de
sodium, et préciser ses caractéristiques.
4) Les résultats du dosage sont regroupés dans le tableau suivant, Va étant le volume d’acide
versé à l’équivalence du dosage d’un prélévement et C la concentration de l’alcool formé.
a)
Montrer que la concentration de l’alcool dans le prélévement est donnée par l’expression :
𝐶𝑎 𝑉𝑎
𝐶 = [𝑂𝐻 − ]0 −
𝑉
b) Recopier puis completer le tableau. Tracer le graphe 𝐶 = 𝑓(𝑡) avec les échelles suivantes :
1 𝑐𝑚 𝑝𝑜𝑢𝑟 4 min ; 2 𝑐𝑚 𝑝𝑜𝑢𝑟 4.10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
c) Définir la vitesse volumique instantanée de formation de l’alcool et déterminer sa valeur
à 𝑡1 = 4 𝑚𝑖𝑛 et à 𝑡2 = 32 𝑚𝑖𝑛. Justifier l’évolution constatée pour cette vitesse.
d) On reprend la même étude à 30°𝐶, les valeur du volume 𝑉𝑎 mesurées pour les mêmes dates
sont-elles plus grandes ou plus petites qu’à 50°𝐶 ? justifier la réponse.
Exercice 14
L’eau de Javel est une solution équimolaire d’hypochlorite de sodium (𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙𝑂− ) et de chlorure
de sodium. A la maison, elle est surtout utilisée comme antiseptique ou comme décolorant dans
le blanchissage. Elle doit être conservée en emballage opaque à l’abri de la chaleur pour éviter
l’accélération de sa décomposition.
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On se propose d’étudier la cinétique de la réaction de décomposition d’une eau de Javel
catalysée par des ions cobalt Co2+. L’équation de cette réaction est : 2𝐶𝑙𝑂− ⟶ 2𝐶𝑙 − + 𝑂2
A une date t = 0 s, on dispose d’une eau de Javel catalysée par des ions Co2+, de volume V1 =
100 cm3, de concentration initiale en ions hypochlorite [𝐶𝑙𝑂− ]0 = 2,6. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1.
Afin de suivre l’évolution de la réaction, on mesure à température et pression constantes, le
volume V(O2) de dioxygène dégagé au cours du temps, en cm3, dans des conditions où le
volume molaire est Vm = 22,4 L mol-1.
1)
Montrer que la réaction de
décomposition de l’eau de Javel est une
réaction d’oxydoréduction.
2) On détermine, à divers instants, le
volume V(O2) de dioxygène dégagé et on
en déduit la concentration [𝐶𝑙𝑂− ] restant
en fonction du temps ; on obtient la
courbe [𝐶𝑙𝑂− ](𝑡) = 𝑓(𝑡)
a) Etablir la relation qui permet de
calculer la concentration [𝐶𝑙𝑂− ](𝑡) en
fonction de [𝐶𝑙𝑂− ]0 V(O2), V1 et Vm.
b)
Définir
la
vitesse
volumique
instantanée de disparition de l’ion
hypochlorite à la date t ; la calculer à t = 240 s.
c) A quelle date le volume V(O2) de dioxygène est-il égal à 200 cm3 ?
3) Sur le graphe de la figure 1 de la page 5, à rendre avec la copie, tracer l’allure de la courbe
représentant l’évolution de [𝐶𝑙𝑂− ](𝑡) = 𝑓(𝑡) en l’absence d’ions cobalt. Justifier la réponse.
Exercice 15
On se propose d’étudier la cinétique de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’éthanol. Pour
ce faire on mélange 60 g d’acide éthanoïque avec 46 g d’éthanol et 2 mL d'acide sulfurique
concentré.
Ce mélange est réparti en parts égales dans dix ampoules scellées que l'on place au bain-marie
à 100°C.
A intervalles de temps réguliers, on retire une ampoule du bain- marie et on la plonge dans
l'eau glacée.
L'acide restant dans l'ampoule est alors dosé à l'aide d'une solution titrée d'hydroxyde de
sodium (ou soude), en présence de phénolphtaléine.
Les résultats des dosages effectués permettent de calculer la quantité d'ester former dans une
ampoule au cours du temps.
1) Écrire l'équation-bilan de la réaction en utilisant les formules semi-développées des réactifs
et des produits. Après avoir nommé la réaction, préciser ses trois caractéristiques principales.
2) Quel est le rôle de l'acide sulfurique ? Peut-il modifier le rendement ?
3) Pourquoi est-il nécessaire de plonger les ampoules dans l'eau glacée avant d'effectuer le
dosage ?
4) Montrer que le mélange réactionnel préparé est équimolaire.
5) A l'aide des résultats des dosages on a tracé la courbe jointe en annexe (page 5 document
à rendre),
a) Définir la vitesse instantanée de formation de l'ester à un instant de date t quelconque.
Comment détermine-t-on sa valeur en pratique ?
b) A l'aide de la courbe donnée en annexe (page 5 document à rendre), déterminer les valeurs
de cette vitesse aux dates t1 = 10 min et t2 = 30 min.
c) Justifier l'évolution de cette vitesse au cours du temps.
Exercice 16
L’eau oxygénée ou peroxyde d’hydrogène 𝐻2 𝑂2 se décompose lentement en produisant du
dioxygène. Son importance réside dans l’utilisation courante qu’on en fait : teintures pour
cheveux, décoloration de la pâte à papier, désinfection des plaies. Les solutions d’eau oxygénée
peuvent également être utilisées, grâce au dioxygène libéré, comme désinfectant buccal et
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aussi pour le nettoyage de lentilles de contact. Pour ce traitement des lentilles un rinçage
soigneux avec destruction des restes d’eau oxygène est indispensable car tout contact de cette
substance avec les yeux provoquerait une gave irritation. On comprend, par ces informations,
la nécessité de bien connaître les paramètres de la cinétique de décomposition de l’eau
oxygénée.
En présence de catalyseurs appropriés, on effectue une étude cinétique de décomposition de
l’eau oxygénée, à une température 𝜃, dont l’équation-bilan s’écrit : 2𝐻2 𝑂2 ⟶ 𝑂2 + 2𝐻2 𝑂
A l’instant 𝑡 = 0, début de l’expérience, la solution contient 1 𝑚𝑜𝑙𝑒 d’eau oxygène et son volume
est 𝑉0 = 2 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑒𝑠, volume considéré comme constant au cours de l’expérience.
A pression constante, on mesure le volume 𝑉(𝑂2 ) de dioxygène dégagé à différents instants.
Dans les conditions expérimentales, le volume molaire 𝑉𝑚 des gaz vaut 24 𝐿. 𝑚𝑜𝑙 −1.
1) Exprimer, en moles, la quantité de dioxygène 𝑛(𝑂2 ) formée à la date t en fonction de 𝑉(𝑂2 )
et du volume molaire 𝑉𝑚 .
2) Montrer que la concentration en eau oxygénée restante, notée 𝐶𝑅 , est donnée par
l’expression :
𝑉(𝑂 )
1−2 𝑉 2
𝑚
𝐶𝑅 =
𝑉0
3) Recopier le tableau de mesures ci-dessous sur la copie, le compléter et tracer la courbe
représentative de 𝐶𝑅 en fonction de t. préciser l’échelle choisie.
4)
Définir la vitesse volumique de disparition de l’eau oxygénée et la déterminer graphiquement
à la date 𝑡 = 120 𝑚𝑖𝑛 puis à 𝑡 = 360 𝑚𝑖𝑛
5) Comment évolue la vitesse volumique de disparition de l’eau oxygénée ? Pourquoi ?
6) Etablir la relation entre la vitesse de formation du dioxygène et la vitesse volumique de
disparition de l’eau oxygénée. En déduire les valeurs de la vitesse de formation du dioxygène
à 𝑡 = 120 𝑚𝑖𝑛 et à 𝑡 = 360 𝑚𝑖𝑛
Exercice 17
Un laborantin se propose de suivre l’évolution de la réaction de saponification de l’éthanoate
d’isopropyle avec la solution d’hydroxyde de sodium à température ambiante (25°C), réaction
lente et totale. Pour cela, il prépare un mélange équimolaire de volume détermine (volume
suppose constant dans toute la suite).
1) Ecrire l’équation-bilan de la réaction et nommer les produits obtenus.
2) Dans une première expérience, le suivi de la réaction, par une méthode appropriée, a permis
le trace de la courbe d'évolution temporelle du nombre de moles d’éthanoate de sodium forme,
note n(en μmol) (figure 1).
a) Déterminer la vitesse de formation de
l’éthanoate de sodium a la date t = 2min puis a
t = 5min.
Comment évolue la vitesse au cours du temps ?
Justifier cette évolution.
b) Définir le temps de demi – réaction note 𝑡1⁄2
c) Déterminer graphiquement:
i) la quantité de matière d'éthanoate de sodium
obtenue en fin d’expérience;
ii) le temps de demi – réaction 𝑡1⁄2
NB : Il n’est pas demandé de rendre la courbe ci-dessous avec la feuille de copie. Toutefois, on
expliquera succinctement l’exploitation qui en est faite pour répondre aux questions
précédentes.
3) Dans une seconde expérience, le laborantin a effectué des mesures lui permettant d’obtenir
le tableau suivant :
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Dans ce tableau, la notation ln signifie logarithme népérien ; C0 est la concentration des
ions 𝑂𝐻 − dans le milieu a l’instant initial t=0 ou les réactifs ont été mélanges et [𝑂𝐻 − ] est la
concentration de ces ions a l’instant t.
𝐶
a) Tracer la courbe représentative de 𝑙𝑛 ([𝑂𝐻0− ]) = 𝑓(𝑡) (à rendre avec la feuille de copie).
𝐶
Echelles : 1cm pour 1min et 2cm pour une unité de 𝑙𝑛 ([𝑂𝐻0−])
𝐶
b) En déduire la relation entre 𝑙𝑛 ([𝑂𝐻0−]) et t.
i) Exprimer la concentration en ions hydroxyde
[𝑂𝐻 − ]1⁄ a la date 𝑡1⁄ en fonction de la
2
2
concentration C0 de ces ions dans le mélange a
l’instant initial.
ii) Montrer, en utilisant les résultats précédents,
que le temps de demi-réaction 𝑡1⁄ a pour
expression: 𝑡1⁄ =
2
𝑙𝑛2
,
𝑘
2
relation ou k est une
constante dont on précisera la valeur.
iii) En déduire une valeur de 𝑡1⁄ et comparer a
2
la valeur trouvée a la question 2.2.3). On prendra : ln2 = 0,70
Exercice 18 (Bac TS2 2015)
Donnée : Volume molaire gazeux dans les conditions de l’expérience 𝑉0 = 24 𝐿. 𝑚𝑜𝑙 −1.
En travaux pratiques, un groupe d’élèves se propose d’étudier la cinétique de la réaction de
l’acide chlorhydrique sur le fer. Pour cela, ils introduisent, dans un ballon, de la poudre de fer
en excès avant d’ajouter 50 mL d’acide chlorhydrique de concentration molaire 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 .
Ils mesurent ensuite le volume V de dihydrogène formé au cours du temps tout en maintenant
constante la température du milieu réactionnel. Enfin ils déterminent la concentration molaire
des ions hydronium 𝐻3 𝑂+ restant dans la solution dont le volume 𝑉𝑠 = 50 𝑚𝐿 est considéré
comme constant. L’équation-bilan de la réaction s’écrit : 𝐹𝑒 + 2𝐻3 𝑂+ ⟶ 𝐹𝑒 2+ + 𝐻2 + 2𝐻2 𝑂
1) Montrer qu’il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction ; pour cela retrouver l’équation-bilan à
partir de demi-équations électroniques et préciser les couples redox mis en jeu.
2) En tenant compte de l’équation-bilan, montrer que la concentration des ions 𝐻3 𝑂+ restant en
𝑉
solution à une date t, s’écrit : [𝐻3 𝑂+ ] = 0,1 (1 − 60) avec V volume du dihydrogène formé, en mL,
à la date considérée.
3.a). Recopier le tableau de mesures ci-dessous, le compléter et tracer la courbe [𝐻3 𝑂+ ] = 𝑓(𝑡)en
utilisant l’échelle : 1 𝑐𝑚 ⟶ 5 𝑚𝑖𝑛 ; 1 𝑐𝑚 ⟶ 1. 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
3.b) Définir la vitesse instantanée volumique de disparition des ions[𝐻3 𝑂+ ] à une date t.
3.c) Déterminer graphiquement la vitesse instantanée volumique de disparition des ions[𝐻3 𝑂+ ]
à la date 𝑡1 = 10 𝑚𝑖𝑛 puis à 𝑡2 = 75 𝑚𝑖𝑛.
3.d) Comment évolue la vitesse de disparition des ions [𝐻3 𝑂+ ] au cours du temps ? Justifier
l’évolution de cette vitesse.
3.e) Déterminer les quantités de matière des ions 𝐹𝑒 2+ 𝑒𝑡 [𝐻3 𝑂+ ] aux dates 𝑡1 = 10 𝑚𝑖𝑛 et 𝑡2 =
75 𝑚𝑖𝑛.
Les résultats trouvés pour les ions hydroniums [𝐻3 𝑂+ ] sont-ils en accord avec la réponse à la
question 3.d) ?
Exercice 19 (Bac TS1, S3 2015)
Le peroxyde d’hydrogène 𝐻2 𝑂2 connu sous le nom d’eau oxygénée est un agent de blanchiment
et de désinfection dans l’industrie pharmaceutique.
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En solution aqueuse, l’eau oxygénée se décompose lentement suivant la réaction totale
1
d’équation : 𝐻2 𝑂2 → 𝐻2 𝑂 + 2 𝑂2 (𝑔)
Pour étudier la cinétique de cette réaction, on effectue sur une solution de peroxyde
d’hydrogène des prélèvements de volume 𝑉0 = 10 𝑚𝐿 échelonnés dans le temps et on dose
immédiatement l’eau oxygénée restant à l’aide d’une solution acidifiée de permanganate de
potassium (𝐾 + + 𝑀𝑛𝑂4− ) de concentration 𝐶1 = 2,0. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. On désigne par C la
concentration molaire volumique en H2O2 à un instant t et 𝐶0 sa concentration initiale..
1) La réaction support du dosage est : 2𝑀𝑛𝑂4− + 6𝐻3 𝑂+ + 5𝐻2 𝑂2 ⟶ 5𝑂2 + 2𝑀𝑛2+ + 14𝐻2 𝑂
Montrer que la concentration C en 𝐻2 𝑂2 à un instant t et le volume 𝑉1 de la solution de
5𝐶 𝑉
permanganate de potassium versé à l’équivalence sont liés par : 𝐶 = 2𝑉1 1
0
2) Le graphe ci-contre donne les valeurs du volume 𝑉1 de la solution de permanganate de
potassium versé à différentes dates pour atteindre l’équivalence (figure 1).
a) Définir la vitesse volumique de disparition
𝑣 (𝑡) de l’eau oxygénée à l’instant t puis l’exprimer en
fonction de 𝑉0 , 𝑉1 𝑒𝑡 𝐶1.
b) Déterminer, à l’aide de l’expression établie à la
question précédente et du graphe, la vitesse de
disparition de l’eau oxygénée aux instants 𝑡0 =
0 𝑒𝑡 𝑡1 = 25 𝑠.
Justifier le sens de l’évolution de cette vitesse.
c) On admet que la vitesse v (t) est de la forme
𝑣 (𝑡) = 𝑘. 𝐶(𝑡), relation où k est une constante positive.
Montrer
que
la
concentration
en
peroxyde
d’hydrogène varie en fonction du temps selon
l’expression : 𝐶(𝑡) = 𝐶0 . 𝑒 −𝑘𝑡
d) Déduire de la courbe la valeur de la constante k.
f) Déterminer le temps de demi-réaction 𝑡1/2 de la
décomposition du peroxyde d’hydrogène.
NB : le graphe n’est pas à rendre avec la feuille de copie ; toutefois on expliquera succinctement
l’exploitation qui en est faite pour répondre aux questions
Exercice 20 (Bac TS2, 2017)
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Exercice 21(Bac TS, 2017)
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C5 : SOLUTION AQUEUSE-PH D’UNE SOLUTION
1.
2.
1.
2.
Exercice 1 : Les questions sont indépendantes
1. A la température de 37 °C, le pK e est égal à 13,72.
a) Quel est le pH d’une solution neutre à cette température ?
b) Un sang de pH égal à 7,39 est-il neutre ?
2. A 10cm3 d’une solution de chlorure d’hydrogène, on ajoute 40cm3 d’eau et on obtient alors
une solution de pH=2,7. Quelle est la concentration de la solution de chlorure d’hydrogène
initiale ?
3. on mélange 20cm3 d’une solution chlorhydrique de pH=3,1 avec 10cm3 de solution
chlorhydrique de pH=2,3. Déterminer le pH du mélange obtenu
Exercice 2 : Les questions 1 et 2 sont indépendantes :
A 60°C le pH de l’eau pure est 6,5. Calculer les concentrations des ions hydroniums, hydroxyde
et le produit ionique de l’eau à cette température.
A 50°C le produit ionique de l’eau est 5,6.10-14. Trouver à cette température le pH de l’eau
pure.
Exercice 3 :
L’iodure d’hydrogène(HI) est un acide fort. On dispose d’une solution commerciale titrant 28%
en masse, de densité d=1,26 et dénommée solution d’acide iodhydrique.
Quel volume de la solution commerciale faut-il utiliser pour obtenir 1,0L d’une solution d’acide
iodhydrique de concentration ca=5,0.10-2 mol./L ? Quel est le pH de la solution ainsi préparée ?
On ajoute 25mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration 2,0. 10-2 mol/L à
20mL de la solution d’acide iodhydrique préparée. La solution obtenue est-elle acide, neutre ou
basique ? Justifier. On donne M(HI)=128g/mol
Exercice4 :
On dispose d’une bouteille d'acide méthanoïque titrant 98 % en masse. La masse volumique
de l'acide est 1,22 g.cm-3. Avec une pipette, on prélève 11,5 cm3 de l'acide que l'on verse dans
une fiole jaugée de 1 L. On verse ensuite de l’eau pure pour obtenir 1 L de solution que l’on
note S3.
1) Déterminer la masse m d'acide méthanoïque prélevée.
2) Déterminer la concentration C1 de la solution S1.
3) Quel volume d’eau pure faut-il verser sur les 20 mL de la solution S1 pour avoir une solution
S2 de concentration C2 = 0,10 mol.L-1 ?
4) On dilue 10 fois la solution S2. Calculer le volume d'eau pure nécessaire à cette dilution et
la concentration C3 de la solution S3 obtenue.
Exercice5:
Pour évaluer le pH d'une solution aqueuse (S), on effectue divers prélèvements à l’aide de
béchers.
On ajoute ensuite dans chacun des béchers un indicateur coloré. On obtient les résultats
suivants :
Hélianthine
Bleu
de Bleu
de rouge
de
bromocrésol bromothymol méthyle
couleur
de
la orange
vert
jaune
orange
solution
1) Evaluer le pH de la solution (S) en utilisant les résultats ci-dessus et le tableau suivant :
Indicateur
Teinte
Zone de virage
Teinte
Hélianthine
rouge
3,1 - 4,4
jaune
Bleu de bromocrésol jaune
3,8 - 5,4
bleu
Bleu de bromothymol jaune
6,0 – 7,6
bleu
rouge de méthyle
rouge
4,2 – 6,2
jaune
2) L’utilisation de l’un des indicateurs colorés est superflue. Quel est cet indicateur ? Expliquer.
3) Après détermination du pH de la solution à l’aide d’un pH-mètre, on calcule la valeur de la
concentration en ions hydroxyde. On trouve [OH-] = 2.10-10 mol.L-1.
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Quelle est la valeur mesurée du pH de la solution (S). Cette valeur est-elle en accord avec le
résultat obtenu à l’aide des indicateurs colorés ?
Exexrcice 6 :
Le sulfate de sodium du commerce est un solide ionique hydraté de formule Na2SO4 ,10 H2O.
1) Quelle masse de ce composé faut-il placer dans une fiole jaugée de 250 mL pour que la
solution aqueuse obtenue après la dilution ait une concentration C = 0,20 mol.L-1 ?
22) Quelles sont alors les concentrations des ions Na+ et SO qu'elle contient, sachant que la
4
dissolution du sulfate de sodium s'accompagne d'une dispersion totale de ces ions ?
3) La solution de sulfate de sodium est-elle électriquement neutre ?
4) Quelle masse de chlorure de sodium pur faudrait-il peser pour obtenir 100 mL d'une solution
aqueuse de même concentration en ion Na+ ?
Exercice 8 :
1) On donne le pH de l’eau pure pour différentes températures exprimées en kelvin (K).
a)Tracer la courbe pH=f(1/T) et déterminer son équation.
La réaction de dissociation de l’eau est-elle exothermique ou endothermique ?
b) Pour quelle valeur de la température le pH est-il égal 7,3 ? Calculer le produit ionique de
l’eau Ke puis pKe à cette température.
c) Déterminer le pH de l’eau pure à 80°C.
2) A 37°C, le produit ionique de l’eau pure est tel que pKe=13,6.
a) Définir à cette température ce qu’est une solution neutre, acide et basique.
b) La salive a un pH de 6,85 à 37°C. Est-elle acide, basique ou neutre ?
Exercice 9 :
On veut déterminer le pH d’une solution (S). Pour cela, on fait les tests suivants : (S) +
phénophtaléine : solution incolore ; (S) + bleu de bromothymol : solution jaune ; (S) +
hélianthine : solution jaune. Trouver les limites qu’on peut attribuer au pH de la solution. Peuton arriver au même résultat avec deux tests seulement ? Si oui, lesquels ?
On donne les zones de virages et les couleurs des indicateurs colorés :
Exercice 10 :
1) On dispose d’une solution de chlorure d’hydrogène de concentration molaire
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1)
2)
3)
a)
b)
c)
C=10-2mol.L-1, son pH est égal à 2. La réaction entre le chlorure d’hydrogène et l’eau est totale :
HCl + H2O →
H3O+ + Cl-.
Faire l’inventaire des espèces chimiques en solution et calculer leur concentration.
2) On dispose d’une solution d’acide benzoïque de concentration C=10-2mol.l-1, son pH est 3,1.
La réaction entre l’eau et l’acide benzoïque est limitée :
C6H5COOH + H2O
C6H5COO- + H3O+.
Faire l’inventaire des espèces chimiques en solution et calculer leur concentration. Calculer le
degré d’ionisation (ou coefficient d’ionisation) de l’acide.
Exercice 11 :
1) On dispose d’une solution aqueuse de méthylamine de concentration molaire
C=10-2mol.L-1 et de pH=11,3. La réaction entre la méthylamine et l’eau est limitée :
CH3-NH2 + H2O
CH3-NH3+ + OH-.
Faire l’inventaire des espèces en solution et calculer leur concentration.
2) On dispose d’une solution aqueuse d’acide sulfurique H2SO4 de concentration
C=6,7.10-3mol.L-1 et de pH=2. On considérera que l’acide sulfurique a réagi totalement avec
l’eau. Sachant que la solution renferme, entre autres espèces chimiques, des ions sulfate SO42et hydrogénosulfate HSO4-, calculer la concentration de toutes les espèces chimiques en
solution Ecrire l’équation-bilan de la réaction avec l’eau de H2SO4 puis celle de HSO4-.
Exercice 12 :
On dispose d’une solution de nitrate de potassium KNO3 à C1=0,5mol.L-1, d’une solution de
nitrate de calcium Ca(NO3)2 à C2=0,8mol.L-1, d’une solution de chlorure de potassium KCl à
C3=1mol.L-1 et de chlorure de magnésium cristallisé, de formule : MgCl2,6H2O. On souhaite
préparer un litre de solution contenant les ions Mg2+, Ca2+, K+, NO3- et Cl- tels que
[Mg2+]=0,2mol.L-1 ; [NO3-]=0,25mol.L-1 ; [Ca2+]=0,1mol.L-1 ; [K+]=0,25mol.L-1.
Déterminer les volumes des solutions et la masse de solide à mélanger pour préparer cette
solution, que l’on complète à 1 L avec de l’eau distillée.
Calculer directement la concentration [Cl-].
Vérifier l’électroneutralité de la solution.
On donne les masses atomiques en g.mol-1 : H :1 ; O :16 ; Mg :24,3 ; Cl :35,5.
Exercice 13 :
1) Par analogie avec le pH d’une solution, on peut définir le pOH d’une solution.
Définir le pOH d’une solution.
Trouver la relation entre pH, pOH et pKe.
Quel serait, à 25°C, le pOH d’une solution pour laquelle [H3O+]=10-3mol.L-1 ?
2) Rappeler l’équation d’autoprotolyse de l’eau. En vous inspirant de cette équation, écrire
celles des réactions d’autoprotolyse de l’ammoniac NH3 et de l’éthanol C2H5OH purs.
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C6- ACIDES FORTS - BASES FORTES
REACTION ENTRE UN ACIDE FORT ET UNE BASE FORTE DOSAGE
1)
2)
3)
1)
2)
3)
Exercice 1 :
On considère, à 25°C, une solution aqueuse d’acide nitrique (H3O+ + NO3-), de volume V=50mL et
de concentration C=6,3.10-4mol.L-1. Le pH est 3,2.
Montrer que l’acide nitrique est un acide fort. Ecrire l’équation de la réaction de dissolution.
On prélève V1=20mL de cette solution et complète avec de l’eau pure pour obtenir un volume final
V2=100mL. Préciser la verrerie nécessaire.
Calculer le pH de la solution finale.
Exercice 2 :
Une solution aqueuse S d’acide perchlorique (H3O++ ClO4-) qui est un acide fort, a un pH de 3 à
25°C.
On veut préparer, à partir de cette solution S, 1L de solution S’ de pH=3,3. Indiquer comment
procéder (en précisant notamment la verrerie utilisée).
Ecrire l’équation de la réaction de dissolution de l’acide perchlorique.
Pour obtenir 1L de solution de même pH que S’, quel volume de chlorure d’hydrogène, pris à 1bar,
faut-il dissoudre dans 1L d’eau pure ?
Exercice 3 :
1) On considère 30mL d’une solution A dans laquelle on a mélangé des volumes égaux d’acide
chlorhydrique, d’acide nitrique, d’acide bromhydrique, de concentration identique C. On ajoute à
cette solution V’=50mL d’une solution de nitrate d’argent, de concentration C’=0,01 mol.L-1. Le
nitrate d’argent est alors largement en excès. On obtient un précipité blanc de masse m=14,34mg.
a) Déterminer la quantité de matière d’ions Cl- présents dans la solution A.
b) Quelle était la concentration C des solutions d’acides avant le mélange ?
c) Quel est le pH de la solution A ?
2) On mélange V’1=150mL d’acide chlorhydrique de pH égal à 3 et V4=50mL de chlorure de
potassium de concentration C’’=2.10-3 mol.L-1. On ajoute à cette solution V’=50mL d’une solution de
nitrate d’argent, de concentration C’=0,01 mol.L-1. Quelle est la quantité de matière de chlorure
d’argent formé ainsi que la concentration de tous les ions restant en solution ? En déduire le pH.
Données : M(Ag)=107,9 g.mol-1 ; M(Cl)=35,5 g.mol-1.
Exercice 4 :
L’acide sulfurique H2SO4 peut être considéré, lorsque sa concentration est faible comme un diacide
fort libérant en solution aqueuse des ions hydronium H3O+ et sulfate SO42-.
1) Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de H2SO4 dans l’eau pure.
2) On veut préparer 10L d’une solution A de H2SO4 de pH égal à 3,2. Pour cela, on part d’une solution
commerciale de H2SO4 de densité (par rapport à l’eau) d=1,815 et contenant 90% d’acide pur H2SO4
(pourcentage en masse). Quel volume de cette solution commerciale doit-on utiliser ?
3) On mélange 200mL de cette solution A avec 550mL d’une solution d’acide chlorhydrique à 3.103
mol.L-1.
Déterminer les quantités de matière des différentes espèces en solution ainsi que le pH de la solution
finale.
Données : M(S)=32g.mol-1 ; M(O)=16g.mol-1 ; M(H)=1g.mol-1
Exercice 5 :
On part d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration C=10-7mol.L-1. On mesure
expérimentalement le pH et on trouve pH=6,8.
1) En utilisant le fait que dans une solution, il y a autant d’ions positifs que d’ions négatifs et que
l’élément Cl est susceptible de se trouver sous la forme d’ions Cl- uniquement, calculer les
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concentrations des différentes espèces présentes dans la solution. En déduire la valeur du produit
ionique de l’eau. Commenter le résultat.
2) Comment expliquer le fait que le pH soit de 6,8 et non de 7 comme le donnerait la formule pH=pC
= -log C ?
Exercice 6 :
On dispose d’une solution d’éthanolate de sodium, de volume 25mL et de concentration
6,3.10-3mol.L-1. Le pH mesuré est de 11,8.
1) L’ion éthanolate est-il une base forte ? Si oui, écrire l’équation de sa réaction avec l’eau pure.
2) On prélève 10mL de la solution et on complète avec 90mL d’eau pure. Quel est le pH de la solution
finale ?
Exercice 7 :
1) On dissout 0,1g d’hydroxyde de sodium dans 200mL d’eau pure. A cette solution, on ajoute
800mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration C=0,2g.L-1. Quel est le pH de la
solution obtenue ? On donne les masses molaires atomiques en g.mol-1 : H:1 ; O:16 ; Na:23.
2) On mélange 180mL d’une solution d’éthanolate de sodium de pH inconnu et 20mL d’une solution
d’hydroxyde de sodium de pH égal à 10. Le pH de la solution obtenue est 9,3. Quel est le pH
inconnu ?
Exercice 8 :
1) On mesure le pH d’une solution d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2, de concentration
C=0,25.10-3mol.L-1. On obtient : pH=10,7. Sachant que la réaction de dissociation dans l’eau est
totale, dire s’il s’agit d’une monobase ou non. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation.
2) On dissout 100mg de Ca(OH)2 solide dans 800mL d’eau pure. Quel est le pH de la solution ?
3) On prélève 20mL de cette solution et on lui ajoute 20mL d’hydroxyde de potassium à
2.10-3mol.L-1, 20mL d’éthanolate de sodium à 10-3mol.L-1 et 40mL de chlorure de sodium à
10-2mol.L-1. Calculer les concentrations des différentes espèces en solution. En déduire le pH.
4) Pour obtenir directement 1L de solution de même pH, quelle quantité d’hydroxyde de calcium
faut-il dissoudre dans 1L d’eau pure ?
Données : M(Ca)=40g.mol-1.
Exercice 9 :
On peut lire sur l’étiquette d’une bouteille d’acide chlorhydrique les données suivantes : « masse
volumique : 1190kg.m-3 ; pourcentage en masse d’acide pur : 37% ».
1) On extrait de cette bouteille 3,23mL de solution, qu’on complète à 400mL avec de l’eau pure.
Calculer la concentration CA de la solution ainsi préparée.
2) Afin de vérifier ce titre, on dose par cet acide 200mL d’éthanolate de sodium de concentration
CB=3.10-3mol.L-1. Exceptionnellement la solution à titrer est placée dans la burette. Pour chaque
volume VA d’acide versé, on relève la valeur du pH et on obtient le tableau suivant :
a) Construire la courbe pH=f(VA).
b) Déterminer le volume d’acide VAéq à l’équivalence ainsi que la concentration CA de la solution
d’acide. Conclure.
3) On remplace l’acide chlorhydrique initial par un même volume d’acide nitrique, de même
concentration. La courbe précédente est-elle modifiée ? Justifier la réponse.
4) Parmi les trois indicateurs colorés ci-dessous, quels sont ceux qui pourraient servir à un dosage
colorimétrique ? Comment repérerait-on l’équivalence ?
Exercice 10 :
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La solution commerciale Destop, vendue pour déboucher les canalisations, contient
essentiellement de l’hydroxyde de sodium. Sa densité (par rapport à l’eau) est 1,23 et le
pourcentage en masse de soude est 29%.
1) Quelle est la concentration CB en soude de la solution de Destop ?
2) On veut doser cette solution commerciale par une solution d’acide sulfurique de
concentration CA=0,05mol.L-1 (l’acide sulfurique est considéré ici comme un diacide fort). On
prélève 20mL de Destop.
Quel doit être le volume d’acide sulfurique à verser pour doser la solution ?
3) On veut que le volume d’acide sulfurique nécessaire soit de l’ordre de 20mL.
a) Proposer un mode opératoire précis sachant que l’on dispose de pipettes de 5, 10,
20mL et de fioles jaugées de 50, 100, 250, 1000mL. Quelles précautions doit-on prendre ?
b) Calculer les concentrations des espèces en solution lorsqu’on a versé 15mL d’acide
sulfurique. En déduire le pH de ce mélange.
Exercice11 : Dosage de l’acide sulfamique NH2-SO3H par la soude
Un détartrant pour cafetière contient de l'acide sulfamique de formule brute NH2-SO3H,
monoacide que l'on pourra noter HA.
On se propose de déterminer le degré de pureté
en acide sulfamique du détartrant. Pour cela, on
introduit dans un bêcher contenant de l'eau
distillée, m = 0,26 g de détartrant et on suit au
pH-mètre l'évolution du pH lors de l'addition d'une
solution d'hydroxyde de sodium (soude) de
concentration
CB = 0,2 mol.L-1
Les résultats obtenus ont donné la courbe ciaprès, VB étant le volume de soude versé.
1) La solution de soude, utilisée pour le dosage, a
été préparée à partir d'une solution commerciale
de concentration CB = 1,0 mol. Décrire les
différentes opérations à réaliser pour préparer
500 mL de solution de concentration CB = 0,2 mol.L-1.
On dispose du matériel suivant :
- pipettes jaugées diverses (5 mL, 10 mL, 20 mL)
- fioles jaugées diverses (50 mL, 100 mL, 500 mL)
- béchers divers (50 mL, 100 mL, 250 mL)
- burettes (25 mL).
2) Faire un schéma annoté du dispositif de dosage.
3) Ecrire l'équation de la réaction de dosage, sachant que l'acide sulfamique se comporte
comme un monoacide que l'on notera HA.
3.a- Définir l'équivalence de la réaction.
3.b- Déterminer, à partir de la courbe, les coordonnées du point d'équivalence.
3.c- Déduire du résultat précédent et de l'allure de la courbe le caractère fort ou faible de l'acide
sulfamique.
5) On donne les zones de virage de quelques indicateurs :
Hélianthine
3,3 - 4,4
Bleu
de
6,0 - 7,6
bromothymol
phénolphtaléine
8,0 - 10,0
Lequel faudrait-il choisir si on effectuait le dosage sans pH-mètre ?
6) Déterminer la quantité d'acide sulfamique contenu dans l'échantillon et la masse
correspondante.
En déduire, exprimé en pourcentage, le degré de pureté en acide sulfamique du détartrant
étudié.
Exercice 12
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On se propose d'effectuer le dosage d’une solution d'acide sulfurique de concentration molaire
volumique inconnue 𝐶𝑎 et de volume 𝑉𝑎 = 50 𝑐𝑚3 par une solution d'hydroxyde de sodium de
concentration Cb également inconnue. On relève le pH du mélange pour différentes valeurs du
volume V de solution basique versée. Les résultats obtenus sont consignés dans le tableau cidessous :
5
10
25
35
45
50
60
V (𝑐𝑚3 )
Ph
2,04
2,12
2,42
2,67
3,16
4,03 10,77
N (𝐻3 𝑂+)
1) Ecrire l'équation de la réaction et exprimer les concentrations molaires
volumiques [𝑁𝑎+ ] ; [𝑆𝑂42− ] et [𝐻3 𝑂+ ] du mélange en fonction de 𝐶𝑎 , 𝐶𝑏 , 𝑉 𝑒𝑡 𝑉𝑎 . On se limitera à la
partie du dosage avant l'équivalence.
2) Définir l'équivalence acido-basique ; exprimer le volume à l'équivalence VE en fonction de
𝐶𝑎 , 𝐶𝑏 𝑒𝑡 𝑉𝑎 . Déduire des résultats précédents la relation :
[𝐻3 𝑂+ ](𝑉𝑎 + 𝑉) = 𝐶𝑏 (𝑉𝐸 − 𝑉)
3) On pose 𝑁(𝐻3 𝑂+ ) = [𝐻3 𝑂+ ](𝑉𝑎 + 𝑉) = 10−𝑝𝐻 (𝑉𝑎 + 𝑉)
a) Compléter le tableau ci-dessus et tracer la courbe 𝑁(𝐻3 𝑂+ ) = 𝑓(𝑉)
𝐸𝑐ℎ𝑒𝑙𝑙𝑒 ∶ 𝑎𝑏𝑠𝑐𝑖𝑠𝑠𝑒 : 5 𝑐𝑚3  2 𝑐𝑚 ; 𝑜𝑟𝑑𝑜𝑛𝑛é𝑒 : 0,041 𝑚𝑜𝑙𝑒  1 𝑐𝑚
b) Déterminer graphiquement la concentration 𝐶𝑏 de la solution d'hydroxyde de sodium utilisée
et le volume à l'équivalence 𝑉𝐸 .
Calculer la concentration molaire volumique 𝐶𝑎 de la solution sulfurique. (Extrait Bac S1S3
1999)
Exercice 13
Masses molaires en 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 : Na : 23 ; O : 16 ; H : 1. Dans un laboratoire on dispose des
produits suivants :
 Une solution S d'hydroxyde de sodium de masse volumique  = 1,2 𝑘𝑔. 𝐿−1 et pourcentage
massique d'hydroxyde de sodium pur 16,7 %.
 Une solution d'acide sulfurique de concentration molaire volumique Ca.
 De l'eau distillée.
1) Montrer que ta concentration molaire volumique, 𝐶𝑏 de la solution S d'hydroxyde de sodium
167
peut s’écrire : 𝐶𝑏 =
𝜌 (𝜌 é𝑡𝑎𝑛𝑡 𝑒𝑥𝑝𝑟𝑖𝑚é𝑒 𝑒𝑛 𝑘𝑔. 𝐿−1 )
40
2) On prélève 10 𝑚𝐿 de ta solution S qu'on dilue pour obtenir une solution S’ de concentration
molaire volumique 𝐶′𝑏 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . Déterminer le volume. D’eau distillée nécessaire à la
préparation de S’.
3) Afin de déterminer la concentration Ca de la solution d'acide sulfurique, on dose 10 mL de
celle-ci par la solution diluée S’ d'hydroxyde de sodium.
a) Ecrire l'équation-bilan de la réaction.
A l'équivalence, le volume de la solution S’ d'hydroxyde de sodium utilisé est de 20 mL.
b) Définir l’équivalence acido-basique et évaluer, justification à l’appui, le pH du mélange à
l’équivalence.
c) Calculer la concentration Ca de la solution sulfurique.
d) Calculer les concentrations molaires volumiques des espèces chimiques présentes dans le
mélange obtenu, à l’équivalence. (Extrait Bac D 1996)
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C7 : ACIDES FAIBLES-BASES FAIBLES- CONSTANTE
D’ACIDITE
Exercice1:
1) Quelle est la base conjuguée de chacun des acides suivants : HS- ; H3O+ ; H2O ; HClO ;
H3PO4 ; HPO42- ; NH3 ; Al(H2O)63+.
2) Quel est l’acide conjugué de chacune des bases suivantes : OH- ; F- ; PO43- ; NH3 ; NH2- ;
HS- ; [Zn(OH)(H2O)]+.
Exercice2:
1) Le pH d’une solution de méthanoate de sodium de concentration Cb=10-2mol.L-1 est égal à
7,9.
a) Montrer que l’ion méthanoate est une base faible.
b) calculer la concentration des espèces chimiques en solution. En déduire la constante
d’acidité Ka du couple HCOOH/HCOO- ainsi que son pKa.
2) Une solution d’acide éthanoïque de concentration Ca a un pH=3,9. Calculer la concentration
Ca de cette solution. On donne pKa(CH3COOH/CH3COO-)=4,8.
Exercice3:
On mélange Va=20mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ca=10-1mol.L-1 avec
un volume Vb=30mL d’une solution d’éthanoate de sodium obtenue en dissolvant m=656mg
d’éthanoate de sodium dans un volume V=100mL d’eau pure. Quel est le pH de la solution ainsi
préparée.
pKa(CH3COOH/CH3COO-)=4,8.
Exercice4: Données : pKa(CH3COOH/CH3COO-)=4,8 ; pKa(NH4+/NH3)=9,2.
1) On considère une solution S1 d’acide éthanoïque de concentration Ca=10-2mol.L-1.
a) Montrer que le pH de cette solution peut se mettre sous la forme pH=½ (pKa-logCa). Calculer
sa valeur. On admettra que la solution n’est ni trop diluée ni trop concentrée.
b) Calculer le coefficient d’ionisation α de l’acide éthanoïque dans cette solution.
2) On considère une solution S2 d’ammoniac de concentration Cb=10-2mol.L-1
a) Montrer que le pH de cette solution peut s’écrire pH=7+½ (pKa +logCb). Calculer sa
valeur. On admettra que la solution n’est ni trop diluée ni trop concentrée.
b) calculer le coefficient d’ionisation β de l’ammoniac dans cette solution.
3) On mélange un volume V de S1 et un égal volume V de S2 ; la réaction spontanée qui se
réalise est-elle totale ? Ecrire l’équation-bilan de cette réaction.
Exercice5:
On prélève Vo=10mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration
Co=10-2mol.L-1 ; On ajoute un volume variable V d’eau distillée.
1) Proposer un montage pour réaliser cette expérience.
2) Ecrire l’équation-bilan de la réaction.
3) Soit C la nouvelle concentration de la solution. Etablir la relation entre C, Co, Vo et V.
4) on mesure le pH des solutions obtenues pour différentes valeurs de V.
Compléter le tableau. Tracer la courbe pH=f(-logC) et en déduire l’équation de la courbe
obtenue.
a) Mettre cette équation sous la forme pH= ½(constante + pC). En déduire la valeur du pKa du
couple CH3COOH/CH3COO- et la constante d’acidité Ka.
Exercice6:
On considère une solution aqueuse d’acide benzoïque C6H5COOH de concentration molaire
volumique Ca=5,0.10-2mol.L-1. (On posera pCa=-logCa et Ca=10-pCa). La constante d’acidité du
couple C6H5COOH/C6H5COO- est Ka=6,31.10-5.
1) Donner les valeurs du pKa du couple et de pCa.
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2) En considérant que la quantité de matière d’ions OH- présents est négligeable devant celle des
ions H3O+ d’une part et puis d’autre part Ca très grande devant [H3O+], montrer que
[H3O+]= (Ka.Ca)½ ; en déduire l’expression du pH de la solution et le calculer.
3) Définir le degré d’ionisation α d’un acide. Le calculer pour l’acide benzoïque dans la solution.
4) On considère, de façon plus générale, un acide de formule HA, de concentration molaire
volumique Ca. La constante d’acidité du couple HA/A- est Ka.
a) En posant x=[H3O+], établir l’équation x2 + Ka x - KaCa =0.
b) Dans le cas où la concentration est très inférieure à Ka {(Ca/Ka) « 1}, montrer que
[H3O+]=Ca et en déduire une expression simple du pH. Que vous suggère ce résultat ?
c) Dans le cas inverse ( (Ca/Ka) » 1), montrer que pH= ½ (pKa + pCa). Conclure.
Exercice7:
Une solution aqueuse d’acide 2-bromopropanoïque noté HA1 de concentration molaire
C=5.10-2mol.L-1 a un pH=2,2. Une solution aqueuse d’acide 3-bromopropanoïque noté HA2 de
même concentration molaire que la solution précédente a un pH=2,7.
1) Ecrire les équations-bilan relatives aux actions des deux acides sur l’eau.
2) Calculer les concentrations des espèces chimiques présentes dans chaque solution.
3) Calculer les coefficients de dissociation α1 et α2 des deux acides HA1 et HA2 dans les solutions
étudiées.
La comparaison des valeurs de α1 et α2 suffit-elle pour classer les acides HA1 et HA2 suivant
leur force ?
Justifier la réponse.
4) Calculer pKA1 et pKA2 relatifs aux deux couples.
5) On donne le tableau suivant à compléter :
Classer, par force croissante, les cinq acides. En déduire l’influence sur leur force :
-du nombre d’atomes de brome dans la molécule ;
–de la position des atomes de brome dans la molécule.
Exercice8:
On donne le tableau suivant :
1)
Déterminer le pKa des couples acide-base formant les indicateurs colorés.
2) A partir de quelle concentration l’acide formique fait-il virer l’hélianthine au rose ?
pKa(HCOOH/HCOO-)=3,8.
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C8 : Réactions acide faible-base forte et base faible-acide
fort. Solution-tampon
Exercice1:
Soit une solution d’acide éthanoïque.
1) Etablir la relation qui lie α, C et Ka, où α représente le coefficient d’ionisation de l’acide
éthanoïque dans la solution, Ka la constante d’acidité du couple acide acétique/ion éthanoate
et C la concentration molaire volumique de la solution.
2) Montrer que pour un acide faible, α étant négligeable devant 1, le pH de la solution peut
s’écrire : pH= ½ (pKa -logC). Calculer pH pour Ka=2.10-5 et C=2.10-1mol.L-1.
3) On mélange un volume V1=3L de solution aqueuse d’acide éthanoïque de concentration
C=2.10-1mol.L-1 avec V2=2L d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration
C2=2.10-1mol.L-1.
a) Montrer que la réaction qui a lieu est totale.
b) Calculer le pH de la solution obtenue.
Exercice2:
On introduit 4,83g d’un monoacide carboxylique saturé dans de l’eau pour obtenir 1litre de
solution. Dans un bécher contenant 30mL de cette solution on verse progressivement une
solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb=10-1mol.L-1. A chaque
volume d’hydroxyde de sodium versé, on mesure le pH du mélange. On obtient alors le tableau
ci-dessous :
1)
2)
a)
b)
3)
4)
a)
b)
Tracer
la courbe donnant les variations du pH en fonction du volume Vb de base versé.
Echelles : 1cm pour 5mL d’hydroxyde de sodium versé et 1cm pour 1 unité de pH.
Déduire graphiquement :
Une valeur approchée de la concentration molaire volumique Ca de la solution aqueuse d’acide.
En déduire la formule semi-développée et le nom de l’acide.
Le pKa du couple acide-base correspondant à l’acide carboxylique considéré.
Calculer les concentrations molaires des diverses espèces chimiques présentes dans le bécher
lorsqu’on a ajouté un volume Vb=28mL de solution d’hydroxyde de sodium.
On désire réaliser une solution-tampon de pH=4 et de volume V=266mL à partir de l’acide
considéré et de la solution de soude de concentration molaire volumique Cb=10-1mol.L-1.
Rappeler les caractéristiques d’une solution-tampon.
Proposer une méthode pour obtenir cette solution-tampon.
Exercice3:
On dispose d’une solution d’acide méthanoïque de concentration molaire volumique
Ca=0,100 mol.L-1 et de pH=2,4.
1) Calculer les concentrations des espèces chimiques présentes en solution.
2) Cet acide est-il fort ou faible ? Justifier la réponse. Ecrire l’équation-bilan de la réaction de
l’acide avec l’eau.
3) Donner la définition selon Brönsted d’un acide.
4) Dans un bécher, on introduit un volume Va=20mL de cette solution. On y ajoute un volume
Vb d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration Cb=0,250mol.L-1.
a) Ecrire l’équation-bilan de la réaction.
b) Calculer le volume VE d’hydroxyde de sodium qu’il faut verser pour obtenir l’équivalence
acido-basique. Le pH de la solution est alors 8,3. Justifier, simplement, le caractère basique de
la solution.
5) A la demi-équivalence le pH vaut 3,8. Montrer, en utilisant les approximations habituelles
que cette valeur du pH est égale à celle du pKa du couple HCOOH/HCOO-.
6) Quand Vb devient très grand, largement supérieur à Va, quelle est, alors, la valeur limite du
pH de la solution ?
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7) En tenant compte des points remarquables rencontrés précédemment, tracer l’allure de la
courbe de variation du pH en fonction du volume d’hydroxyde de sodium versé dans le bécher.
Exercice 4: bac S2 2014
Exercice 5 : bac 2013 S1
Exercice6 : bac S2 2012
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Exercice7 : bac S1 2012
Exercice8: bac S2 2011
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Exercice9: bac S2 2010
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Exercice10: bac S1 2010
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Exercice10: bac S2 2009
Exercice11: bac S2 2009
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C9 LES ACIDES α-AMINES
Exercice1: A chaque formule en perspective est associée sa représentation de Fischer. Compléter
les formules incomplètes suivantes :
Exercice2: On forme un dipeptide en faisant agir la valine sur un acide –aminé A de formule
où R- est de la forme CnH2n+1 -.
1) Donner la représentation de Fischer de l’acide α–aminé A. A quelle
série, D ou L, A appartient-il ?
2) Déterminer R- sachant que la masse molaire du dipeptide est
M=188g.
3) Ecrire la formule semi-développée du dipeptide, sachant que pour
l’obtenir, on a réalisé la synthèse en bloquant la fonction amine de A et
la fonction acide carboxylique de la valine. Comment procéder pour
bloquer cette fonction acide ?
Exercice3:
L’analyse d’un composé organique CxHyOzN donne les pourcentages massiques suivants : C :32% ;
H :6,67% et N :18,67%.
1) Déterminer la formule brute de ce composé. Ecrire les formules semi-développées.
2) Le composé est en fait un acide α–aminé, donner son nom dans la nomenclature officielle.
3) A cet acide α–aminé correspond-il des antipodes ou inverses optiques ? Pourquoi ?
4) Dans la solution aqueuse de l’acide α–aminé, quel ion particulier trouve-t-on ? Donner les deux
couples acide-base correspondant à cet ion et écrire les demi-équations protoniques.
5) On dispose de solutions aqueuses de l’acide α–aminé, d’acide chlorhydrique et d’hydroxyde de
sodium de même concentration C=0,10 mol.L-1.
a) On prélève 5mL de la solution d’acide α–aminé que l’on mélange avec 2,5mL de solution
chlorhydrique, le pH du mélange est 2,4. Sachant que le pH isoélectrique de l’acide α–aminé est 6,
on demande les valeurs pKA1 et pKA2 des deux couples acide-base de la question précédente.
b) Quel est le pH d’un mélange de 5mL de la solution d’acide α–aminé avec 2,5mL de la solution
de soude ?
c) Préciser l’espèce majoritaire dans la solution d’acide α–aminé lorsque son pH prend les valeurs
1,5 ; 6,0 ; 11. Justifier sans calculs.
Exercice4:
La leucine est un composé organique de formule semi-développée :
(CH3)2CH - CH2 - CH(NH2) – COOH.
1) Préciser la nature de composé et donner son nom systématique.
2) La molécule de la leucine est-elle chirale ? Si oui, donner et nommer les représentations de Fischer
de la leucine.
3) On fait réagir la leucine avec un acide α–aminé R – CH(NH2) – COOH. On obtient un dipeptide
dont la masse molaire est égale à 202g.mol-1.
a) Déterminer la formule semi-développée et donner le nom systématique de cet acide α–aminé.
b) Préciser, en justifiant, le nombre de dipeptides que le mélange des acides, ci-dessus cités, permet
d’obtenir (les formules ne sont pas demandées).
4) On veut synthétiser uniquement le dipeptide pour lequel la leucine est l’acide N-terminal. Préciser
les différentes étapes de cette synthèse et nommer le dipeptide obtenu. Donner la définition d’une
liaison peptidique. A quelle fonction chimique appartient-elle ? Représenter la liaison peptidique du
dipeptide précédent.
Exercice 5 Bac TS1,2,3 2015)
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La tyrosine est l'un des composés organiques participant à la biosynthèse des protéines. Elle
intervient dans la synthèse de la mélanine, le pigment naturel de la peau et des cheveux.
Elle est considérée comme un antioxydant et a aussi une action sur la dépression ou l’anxiété.
Dans ce qui suit, on se propose de retrouver la formule brute de la tyrosine que l’on peut noter
𝐶𝑥 𝐻𝑦 𝑂𝑧 𝑁𝑡 et d’étudier quelques unes de ses propriétés chimiques.
1) La combustion de 648 mg de tyrosine donne 1,42 𝑔 de dioxyde de carbone et 354 𝑚𝑔 d’eau. On
suppose que l’hydrogène du composé est complètement oxydé en eau et le carbone en dioxyde de
carbone.
A partir des résultats de cette combustion, calculer les pourcentages massiques de carbone et
d’hydrogène dans la tyrosine. En déduire la formule brute de la tyrosine sachant que sa molécule
contient un seul atome d’azote et que sa masse molaire est de 181 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 .
2) La formule semi-développée de la tyrosine est écrite ci-contre :
Recopier la formule et encadrer le groupe fonctionnel caractéristique des
acides α-aminés présent dans la molécule de tyrosine.
3) Dans la suite on adopte pour la formule semi-développée de la tyrosine
l’écriture simplifiée
ℛ − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻𝑁𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 et on suppose que le groupement ℛ ne participe à aucune réaction.
a) Montrer que la molécule de tyrosine est chirale puis donner les représentations de
Fischer des configurations L et D de la tyrosine.
b) En solution aqueuse, la tyrosine existe sous la forme d’un amphion.
Ecrire la formule semi-développée de l’amphion et indiquer les couples acide/base qui lui
correspondent.
c) En solution aqueuse, il existe une valeur de pH appelé pH du point isoélectrique, notée 𝑝𝐻𝑖 , où la
concentration de l’amphion est maximale. Les pka des couples
acide/base associés à l’amphion ont les valeurs 𝑝𝐾𝑎1 = 2,2 et 𝑝𝐾2 = 9,1.
Etablir la relation entre 𝑝𝐻𝑖 , 𝑝𝐾𝑎1 et 𝑝𝐾𝑎2 . En déduire la valeur de 𝑝𝐻𝑖 pour la tyrosine.
4) On désire synthétiser un dipeptide à partir de la tyrosine et de l’alanine de formule
𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻𝑁𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻.
a) Indiquer le nombre de dipeptides qu’on peut théoriquement obtenir à partir d’un mélange de
tyrosine et d’alanine.
b) Indiquer les différentes étapes de la synthèse du dipeptide tyrosine-alanine où la tyrosine est Nterminal.
On donne les masses molaires en 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 ∶ 𝑀(𝑂) = 16 ; 𝑀(𝑁) = 14 ; 𝑀(𝐶) = 12 ; 𝑀(𝐻) = 1.
Exercice 6(Bac TS1,2,3 2017)
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